Biofísica

1. Biofísica
Dra. Monika Camejo P.
UASD 2020

2. Unidad I
Fisicoquímica

3. Biofísica, Concepto
•Biofísica es la ciencia que estudia la biología con los principios y métodos
de la física. Desde un punto de vista puede concebirse que los conocimientos y
enfoques acumulados en la física "pura" pueden aplicarse al estudio de los
sistemas biológicos.
• Estudia el estado físico de la materia viva, las transformaciones energéticas que
se producen en el organismo, las condiciones físicas en que se pone en
manifiesto los fenómenos vitales y las acciones de la energía física externa que
ejerce sobre el organismo.

4. Fisicoquímica
• Es una subdisciplina de la química que estudia la materia
empleando conceptos físicos y químicos.
• Áreas de estudio muy importantes en ella incluyen a
la termodinámica (termodinámica química), cinetica y
dinamica química, química cuántica, mecánica estadística,
electroquímica, magnetoquimica, energetica, química del
estado solido y de superficies y espectroscopia. . La
fisicoquímica forma parte fundamental en el estudio de
la ciencia de materiales.

5. Objetivos de Fisicoquímica
• Uno de los objetivos de la
Fisicoquímica es ser capaz de aplicar
mediciones de propiedades físicas,
tales como densidad, tensión
superficial, índice de refracción,
constante dieléctrica, magnetismo,
actividad óptica, etc., a la elucidación
de la estructura química

6. Magnitudes
• Propiedad de un sistema que puede ser medible y expresado mediante un
numero acompañado de la unidad correspondiente.
• Tipos:
• Magnitudes variables
• Magnitudes constantes
• Magnitudes escalares
• Magnitudes vectoriales

7. Clasificación de las Magnitudes
Escalares
Vectoriales
Tensoriales
son las que caracterizan
propiedades o
comportamientos físicos
modelizables mediante un
conjunto de números que
cambian tensorialmente al
elegir otro sistema de
coordenadas.
Expresion
matematica
Extensivas
Masa, volumen
Intensivas
Densidad, temperatura,
presión.
Actividad

8. Ejemplos
• Escalares
Temperatura, presión, masa, distancia.
• Vectoriales
Velocidad, aceleración, desplazamiento, fuerza.
• Tensoriales
Tasa de deformación, esfuerzo, polarización dieléctrica

9. Sistemas de Unidades
Longitud
Tiempo
Masa
Intensidad corriente
eléctrica
Intensidad luminosa
temperatura
Cantidad de sustancia
Longitud cm
Tiempo s
Masa g
Longitud m
Tiempo s
Fuerza kgf
Sistema Cesagesimal Sistema gravitacional
Sistema Internacional

10. SISTEMAS DE UNIDADES
Internacional Metrico Cesagesimal o
absoluto
Gravitatorios Anglosajon
Longitud
Tiempo
Masa
Intensidad
corriente eléctrica
Intensidad
luminosa
temperatirua
Cantidad de
sustancia
Multiplos
Submultiplos
del metro
Longitud cm
Masa g
Tiempo s
Aceleracion gal
Fuerza dina
Energia ergio
Presion baria
Flujo magnético
( maxwell)
Densidad del flujo
magnético (gauss)
Intensidad del
campo magnético
(oerted)
Longitud m, cm
Masa utm
Tiempo s
Fuerza kp, kgf
Temperatura °C
Cantidad de calor
(caloría)
Trabajo-energia
(kilopondímetro
kpm)
Presion (atmosfera
técnica at)
Pulgada
Pie
Milla
Onza
Libra
Pinta
Galon
Tonelada

11. Sistema Internacional de Unidades

12. Unidades básicas y derivadas
Unidad
básica o
fundamental
Derivada
combinación
de las
basicas

13. Múltiplos y submúltiplos

14. Teoría atómico-molecular
1. Todos los elementos están formados por partículas pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elementos son iguales entre si, especialmente
en masa.
3. Los átomos de un elemento difieren de los de cualquier otro especialmente en
masa
4. Las sustancias están formadas por agrupaciones de átomos llamadas
moléculas
5. Las moléculas de las sustancias simples están formadas por uno o mas
átomos de un mismo elemento.
6. Las moléculas de las sustancias compuestas están integradas por átomos de
diferentes elementos
7. Durante las transformaciones químicas el numero de átomos de cada
elemento se mantiene constante, las sustancias reaccionantes se destruyen o
modifican y los atomos se reagrupan para formar nuevas moléculas.

15. Equilibrio fisicoquímico
• Un sistema en equilibrio es aquel que ante una modificación cualquiera de las
variables de estado produce una transformación del sistema y al volver aquellas
a su valor primitivo el sistema retorna a su estado inicial. Transformación
reversible.

16. Sistemas y tipos
• Cantidad de materia o una región en el espacio delimitada para su
análisis. Parte especifica del universo separada del resto por limites
reales o imaginario, permeable o impermeable a la transferencia de
energía o materia.
Los sistemas que poseen una sola fase son llamados sistemas homogéneos.
Por su parte, los sistemas de dos o más fases, son llamados sistemas
heterogéneos.
• Sistema abierto: Es aquel sistema que permite el intercambio de materia
y energía ( por lo general el forma de calor) con el ambiente o entorno.
• Sistema cerrado: Este sistema permite el paso de energía pero no de
materia. Una olla a presión que no permita escape de gases, un globo
inflado, una bombilla.

17. • Sistema aislado o adiabático: Es aquel sistema que no permite intercambio
de energía ni de materia con el ambiente que lo rodea. Este tipo de sistema es
considerado ideal, mas no real ya que al transcurrir el tiempo, hay
intercambio con el medio externo. Ej. Caja fuerte, un termo.
• La energía es la capacidad de un sistema de realizar trabajo.
• Ley de conservación de energía o primer principio de termodinámica: la
energía no se crea ni se destruye sino que se transforma, permaneciendo
constante la energía total del universo.

18. • Fases: Son porciones homogéneas
de un sistema que pueden
diferenciarse físicamente y
separarse mediante procesos
mecánicos.
• Estados: Los componentes de un
sistema se pueden presentar en
alguno de los tres estados de la
materia: sólido, líquido y gaseoso.

19. Cambios de estados, recordar…
• Solido a liquido= fusión
• Liquido a solido= congelación
• Gas a liquido= condensación
• Gas a solido= deposición
• Liquido a gas= evaporación
• Solido a gas= sublimación

20. Soluciones
• La solución es un sistema homogéneo del
que pueden separarse porciones de diferentes
propiedades por procesos de
fraccionamiento físico.
• Tipos
• Gaseosas
• Liquidas
• Solidas

21. Mezclas y Soluciones
Una mezcla es un
material formado por
dos o más
componentes unidos,
pero no combinados
químicamente
Una solución química es la
mezcla homogénea de una o
más sustancias disueltas en
otra sustancia en mayor
proporción

22. • Titulo = cociente resultante entre masa de dicho componente
masa de la solución total

23. Gases
• La Teoría cinética dice que los gases están formados
por partículas pequeñas animadas de movimiento de
traslación y por lo tanto provistas de energía cinética.
• La presión de ese gas esta dado por el choque de
esas partículas sobre las paredes del recipiente.
• El calor contenido en el gas es el movimiento de las
partículas y su temperatura esta relacionada con la
energía cinética de las mismas. Si no hay movimiento
no hay calor y la temperatura es 0 grados.

24. Soluciones gaseosas
• Todos los gases son miscibles o mezclable entre si en
cualquier relación. Toda mezcla constituye una sola fase, o
sea es una solución.
• Presión parcial de un gas en una solución gaseosa, la
presión que tendría dicho gas si a igual temperatura se
encontrase solo ocupando el volumen total de la solución.
• La Pp de un gas en solución gaseosa es iguala a la presión total
*concentración fraccional o fracción molar de dicho gas
( Ppx= 0.21% * 760 mm hg )
• La presión total de una sol gaseosa es igual a la suma de las
presiones parciales

25. Aire Atmosférico
Pp O2 + Pp N

26. • Ley de Dalton de las Presiones Parciales.
...Dalton formuló una ley, que actualmente se conoce
como ley de Dalton de las presiones parciales, la
cuál establece que la presión total de una mezcla de
gases es igual a la suma de las presiones que cada gas
ejercería se estuviera solo.
• Ley de Boyle y Mariotte … A temperatura
constante, el volumen de una masa fija de gas es
inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

27. Ley de Avogadro
Volúmenes iguales de
gases distintos a igual
presión y temperatura
tienen el mismo
numero de moléculas.

28. Soluciones liquidas
Soluciones de: solidos en líquidos, de líquidos y de gases en líquidos.
• Soluciones de Solidos en líquidos
• Concentración porcentual: gramo de soluto en gramo de solvente.
• Molaridad: número de moles de soluto contenidos en un litro de solución
• Concentración Molar
• Molalidad, solvente expresado en kg
• Concentración
Solutos agregados en líquidos
no se disuelven
Mayor cantidad de sustancia
que pueda disolverse en 100 g
de solvente
Saturación Solubilidad

29. Concentración porcentual
Soluto
g
100 ml
solvente
Concentración
porcentual
500 ml solución dextrosa al 5 %
¿Cuantos gramos hay?
Regla de 3
100 ml -------------5 g
500 ml----------------X ?
25 g

30. Molaridad
Calculamos la concentración porcentual
Nos da 20 g
Luego aplicamos la formula g/peso molecular
o regla de 3 1 mol----74.5 g
X------------20 g
20 g/74.5 g = 0.268 mol/L
Cual es la molaridad de una
solución de 1 L KCl al 2 %

31. Concentración Molar
Cantidad de mol que hay en 1 litro de solvente
• 10 g en 100ml entonces es 100 g en 1000 ml. Conocer que es un mol de la
sustancia.
• Dividir moles/mol de sustancia x 100g/ 180 g
• O sea cuantos moles representan 100 g de dextrosa de 1 mol de dextrosa (180 g)
0.55 molar
Si tenemos 117 g de NaCl en 1 litro de solvente, ¿Cuál es su concentracion
molar?
¿Cual es la
concentración Molar de
sol. Dextrosa al 10 %?

32. Soluciones de gases en líquidos
Solubilidad de los gases
• La composición de la solución se indica por la relación entre volumen de gas
disuelto y volumen de solución total. Coeficiente de absorción es el
cociente del vol de gas disuelto en vol de solvente, si el gas esta a 1 atm. al de
1 atm (760 mm Hg) o 1.013 hPa .
• Ej. 0.049 del O2 a temperatura 0 °C
( en 100 mL de H2O, se disuelve 4.9 mL de O2.
• Que pasa con la temperatura y la solubilidad
• La solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura

33. Solubilidad O2 en agua (mg/dL)

34. Ley de Henry
• A temperatura constante la solubilidad de un gas es directamente
proporcional a la presión .

35. Ley de Charles
Cuando se aumenta la temperatura el volumen
del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen disminuiría.

36. Presión parcial de un gas en solución liquida
• Presión parcial a la que debe encontrarse ese gas en
una fase gaseosa en contacto con la solución para
que no se produzca intercambio del mismo entre
ambas fases.
• Si una solución liquida contiene disueltos varios
gases diferentes, a cada gas corresponde una
determinada presión parcial de equilibrio, la cual
depende de la solubilidad de cada uno.

37. Partición o Reparto
• Parámetro fisicoquímico que permite
determinar de modo cuantitativo la
solubilidad de una sustancia de un sistema
compuesto por dos fases.
• Sustancias de bajo coeficiente de partición son
disueltas fácilmente en el agua. Tendencia
hidrófila.
• Sustancias con alto coeficiente de partición no
son fácilmente disuelta en el agua. Tendencia
hidrofobica.

38. Cambios de estado de agregación
Equilibrio liquido-vapor
• Para cada temperatura existe una presión
determinada que permite la coexistencia de
ambas fases.
• La presión a la que debe estar sometido el
sistema para el estado liquido y gaseoso
coexistan a una temperatura determinada se le
llama presión de vapor saturado o presión de
vapor.
Presión ejercida por su vapor cuando el estado
liquido y gaseosos están en equilibrio.

39. Presión de vapor de H2O
• La concentración de un vapor en
contacto con su líquido, especialmente
en equilibrio, se expresa a menudo en
términos de presión de vapor.
• La presión de vapor es la presión que
ejerce la fase gaseosa o vapor sobre la
fase líquida en un sistema cerrado a
una temperatura determinada .
• La presión de vapor de equilibrio de un
líquido depende en general en gran
medida de la temperatura.

40. Equilibrio sólido líquido
• Cada temperatura corresponde una presión en la
qué coexisten aquellos estados (liquido-solido).
• Curva de fusión representa las presiones en función
de la temperatura.
• Punto de fusión: temperatura a la cual se encuentra
el equilibrio de fases solido-liquido a temperatura
constante.

41. Equilibrio solido-vapor. Punto triple
• Si las curvas de presión de vapor, de fusión se prolongan
hacia abajo, disminuyendo la presión y modificando la
temperatura, estas llegan a unirse y resulta bien
delimitada la región de líquidos y de los demás estados.
• Sublimación presión en la que ambos estados coexisten
(solido y gaseoso) y ocurre a una temperatura y presión
determinada.
• Punto triple punto en que coexisten los tres estados de
agregación, dado a una temperatura y presión
determinada.
• AGUA su punto triple es temperatura 0.001 C, punto de
fusión del hielo es a 1 atm de presión o sea 0.002 C. la
temperatura del punto triple es cercana a la de fusión del
punto solido.

42. Equilibrio químico
Cuando en un sistema formado por varias sustancias, una modificación cualquiera de
las sustancias que determinan su estado produce una transformación química entre
sustancias que lo componen y al retornar las variables a su valor inicial, la reacción
procede en sentido contrario, volviendo el sistema al estado anterior.

43. Ley de acción de las masas
• Guldberg y Wagge, cuando una transformación química
llega al equilibrio, el cociente entre el producto de las
molaridades de las sustancias resultantes, afectadas por
exponetes iguales a los coeficientes de la ecuación
quimicia y el producto de las molaridades de las
sustancias reaccionantes, con análogos exponentes, es
una constante. Se le llama constante de equilibrio.
• La constante es propia para cada reacción y a temperatura
constante, independiente de las concentraciones.
• Establece que para una reacción química reversible,
en equilibrio a una temperatura constante, debe
existir una relación constante entre concentraciones
de reactivos y productos.

44. Cont….
• A +2B = 2C +3D
• K = xa /xb
Si se modifican una de las molaridades, como agregar una sustancia, los demas
valores en el cociente se modifican de modo que la constante mantiene su valor.