IPV.ESTG ,5 Volume de Trabalho Total (horas): 171,6 Total Horas de Contacto: 78 T TP P Competências

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1 Unidade Curricular: Química Geral Área Científica: Ciências de Engenharia Curso / Ciclo: Engenharia do Ambiente - 1º ciclo Docente Responsável: Luísa Paula Gonçalves Oliveira Valente da Cruz Lopes Ano Regime Tipo 1º Semestral Obrigatória Código ECTS Créditos ECTS IPV.ESTG ,5 Volume de Trabalho Total (horas): 171,6 Total Horas de Contacto: 78 T TP P Competências A aprovação na unidade curricular implica que o aluno tem competência para: Compreender as propriedades dos materiais com base nas características da ligação química dos seus elementos constituintes e o sentido e cinética da evolução dos sistemas químicos com base na sua constituição química e em princípios termodinâmicos; Dominar os conceitos e ferramentas básicas do vocabulário base da Química; Usar e compreender linguagem científica, registar, ler e argumentar usando informação científica bem como estimular a capacidade para cooperar em equipa de forma a recolher dados, executar procedimentos ou interpretar informação científica; Interpretar numa perspectiva química, os problemas ambientais que se encontram associados aos compostos químicos estudados nas suas mais diversas aplicações. Requisitos prévios Não Aplicável Descrição dos conteúdos Aulas Teóricas 1. Fundamentos da Estrutura e propriedades da Matéria 1.1. Estrutura atómica e relações periódicas entre os elementos Partículas elementares e organização da matéria. Constituição do átomo. Os electrões no átomo: Energia de ionização, Afinidade electrónica e Electronegatividade. Electronegatividade e ligações químicas. Os diferentes aspectos da ligação química: ligação covalente, ligação metálica, ligação iónica Ondas e partículas. Electrões Fenómenos Corpusculares e Ondulatórios.

2 Radiação Electromagnética. Dualismo Onda-Corpúsculo. Hipótese de de Broglie. Comportamento Corpuscular das Partículas Microscópicas. Comportamento Ondulatório das Partículas. Difracção de Electrões. Princípio da Incerteza de Heisenberg. Equação de Schrödinger Modelo quântico do Átomo Átomos Hidrogenóides: Solução da equação Schrödinger. Representação gráficas das orbitais Orbital atómica. Princípio de exclusão de Pauli. Mecânica Quântica. Números quânticos. Átomos polielectrónicos: Preenchimento electrónico. Exemplos Variação de algumas propriedades dos elementos ao longo do quadro periódico Ligação química. Estrutura e propriedades Conceito de Ligação Química: Ligação química e equação de Schrödinger. Teoria das Orbitais Moleculares (T.O.M.): Método da combinação Linear de Orbitais Atómicas (C.L.O.A.). Aplicação ao ião H2+ e a moléculas diatómicas Homonucleares e Heteronucleares. Moléculas Poliatómicas: Ligações Localizadas e Deslocalizadas. Teoria do enlace de valência. Hibridação de orbitais atómicas. Configurações electrónicas e geometria molecular. Regra do octeto e formulas de estrutura. 2. Forças Intermoleculares e Estados Físicos da Matéria 2.1. Tipos de Interacções Ligações de van Der Waals. Interacções de Keesom, Debye e London. Importância relativa das interacções de van Der Waals Ligações de Hidrogénio Geometria das Ligações e posição do Hidrogénio. Teoria da Ligação de Hidrogénio Propriedades dos Compostos Moleculares Temperatura de Fusão e Ebulição. Miscibilidade. Tensão Superficial. Viscosidade. 3. Estado gasoso Comportamento de um gás ideal (perfeito). Equação dos gases perfeitos: Lei de Boyle- Mariotte; Lei de Charles; Lei de Dalton; Lei de Avogadro e Lei de Graham.

3 Teoria Cinética dos gases. Gases Reais. Princípio da equipartição de energia. 4. Termodinâmica Química 4.1. Primeira Lei da Termodinâmica Calor, trabalho e variação da energia interna do sistema: conservação da energia no universo da transformação. Calorimetria e capacidades caloríficas. Variação de energia interna e de entalpia do sistema. Entalpias padrão de fusão e de vaporização. Lei de Hess. Entalpias padrão de formação. Entalpia média de ligação e seu uso na estimativa das entalpias das reacções. Propriedades termoquímicas de vários combustíveis e alimentos Segunda Lei da Termodinâmica A entropia como função de estado sinalizadora do sentido espontâneo de uma transformação, no universo da transformação. Conceito operacional de entropia. Dispositivo para medir a entropia Energia de Gibbs Variação de energia de Gibbs no decurso de uma reacção espontânea e o coeficiente da reacção. Equilíbrio químico Energia de Gibbs padrão e constante de equilíbrio químico. 5. Soluções Soluções. Concentrações. Soluções ideais. Mecanismos de solubilização. Equilíbrio líquido-vapor. Destilação de misturas de líquidos. Propriedades coligativas de soluções de não-electrólitos. Leis de Raoult e de Henry. Osmose. Lei da partilha. Soluções não ideais. Soluções de electrólitos fortes e fracos. Propriedades coligativas de soluções de electrólitos. 6. Equilíbrio Químico Caracterização do estado de equilíbrio alteração do estado de equilíbrio (princípio do equilíbrio móvel ou de Le Chatelier). Equilíbrio e energia livre. Constante de equilíbrio (lei da acção da massa). Variação da constante de equilíbrio com a temperatura (equação de van t Hoff).

4 Equilíbrio entre fases. A lei das fases. 7. Equilíbrio ácido-base Conceito de ácido e de base. Equilíbrio ácido-base em solução aquosa. Força de um ácido. Conceito de ph e poh. Anfoterismo. Hidrólise. Efeito tampão. Neutralização. Indicadores ácido-base. Titulações. Ácidos polipróticos. Preparação de soluções tampão. Capacidade tamponizante de uma solução. Equilíbrio ácido-base em soluções não-aquosas. 8. Equilíbrio de sais pouco solúveis Equilíbrio do sistema heterogéneo de sais em água. Produto de solubilidade. Efeito do ião comun. Efeito da força iónica. Conceito de actividade. Formação de Precipitados. Solubilização de sais pouco solúveis. Efeito da temperatura. 9. Reacções de oxidação-redução 9.1. Potencial de uma célula galvânica Semi-reacções de oxidação e de redução. Rasto dos electrões numa reacção de oxidação-redução. Notação das células galvânicas. Variação de energia de Gibbs e diferença de potencial Equação de Nernst Equação de Nernst: potencial de uma célula galvânica. 10. Cínética química Leis de velocidades de reacção Conceitos de velocidade média e velocidade instantânea. Técnicas experimentais para determinar a velocidade. Velocidade e estequiometria Factores que influenciam a velocidade das reacções Natureza dos reagentes. Estado de divisão dos reagentes. Concentração dos reagentes. Métodos de determinação das ordens de reacção. Temperatura. Luz. Catalisadores Da lei de velocidade à lei integral Métodos de diferenciação e métodos de integração.

5 Reacções de primeira ordem. Reacções de segunda ordem. Reacções de ordem zero. Reacções de vários reagentes Mecanismos de reacções químicas Processos cinéticos elementares. Mecanismo e lei cinética. Mecanismos com um processo lento seguido de processos rápidos. Mecanismos de equilíbrios rápidos seguidos de um processo lento. Formas equivalentes da lei cinética. Mecanismo cinético e mecanismo real. Reacções em cadeia. Leis cinéticas estequiométricas e não-estequométricas. Estrutura molecular e mecanismos Catálise Importância industrial dos catalisadores Catálise homogénea, heterogénea e enzimática. Aulas Práticas A Segurança no Laboratório: - Normas de segurança para a utilização de compostos químicos. - Directivas para a eliminação de resíduos e tratamento de derrames. - Directivas para a realização segura de trabalhos experimentais em químicas. Tratamento de dados experimentais Erros sistemáticos e furtuítos. Conceito de Precisão e Exatidão. Desvio padrão, Erro absoluto e Erro relativo. Distribuição dos erros experimentais. Modo de exprimir os resultados experimentais; algarismos significativos. 1. Relação entre massa e volume. Após a medição de massas e volumes de várias amostras fornecidas; determinação da relação gráfica e matemática existente entre as amostras. 2. Estimativa do número de moléculas em 1 mole (constante de Avogadro). Após a formação de uma película de ácido esteárico à superfície de água, é determinada uma estimativa da ordem de grandeza do número de Avogadro partindo da área coberta pela solução de ácido esteárico em heptano correspondente a uma monocamada de ácido esteárico. 3. Reacções endotérmicas ou exotérmicas? Entre vários solutos fornecidos, distinguir os processos de dissolução em água endotérmicos e exotérmicos, determinação os calores de dissolução.

6 4. Preparação de soluções a partir do soluto no estado líquido e sólido e por diluição de outras mais concentradas. Familiarização com os conceitos de solução líquida solvente e soluto, concentração, concentrado e diluído. 5. Titulação termométrica. Planear e executar uma titulação termométrica. 6. O ciclo do cobre. Realização de uma sequência de reacções em ciclo envolvendo o elemento cobre, iniciadas e finalizadas com cobre. Determinação da percentagem de recuperação do cobre. 7. A química da vitamina C. Determinação do teor de vitamina C num comprimido comercial, recorrendo às propriedades redutoras da vitamina C. 8. Ordenação de potenciais de redução. Realização de experiências que visam a ordenação dos pares Cu2+(aq)/Cu(s), Fe2+(aq)/Fe(s), Zn2+(aq)/Zn(s) e H+(aq)/H2, segundo a capacidade de redução do respectivo ião. 9. Cinética Química. Estudo da influência de alguns parâmetros na velocidade da reacção. Métodos de ensino e aprendizagem Nesta unidade curricular, privilegiar-se-á o ensino participativo, tendo o aluno como elemento nuclear no decurso do processo de ensino/aprendizagem. Serão leccionadas aulas teóricas de exposição apoiada em meios audiovisuais (particularmente apresentações de Powerpoint), acompanhada de exemplos práticos, com abertura à intervenção permanente dos alunos. Serão leccionadas aulas teórico-práticas, supervisionadas pelo docente, incluindo exercícios de aplicação (individualmente ou em grupo) de situações teóricas e reais exemplificativas. As aulas práticas laboratoriais constam da realização de diversos trabalhos práticos e serão dadas nos diferentes laboratórios do Departamento de Engenharia do Ambiente. As aulas serão acompanhadas por estudo individualizado do aluno podendo, e devendo, recorrer aos meios disponíveis na ESTV nomeadamente Biblioteca, Salas de Estudo e Laboratórios de Multimédia (com Internet). Modo de avaliação Aulas Teóricas (Frequência ou Exame) - 50% Aulas Práticas (Caderno de Laboratório e Exame prático) 50% Bibliografia mais relevante Raymond Chang, Chemistry, 5ª ed, 1994, McGraw-Hill. Traduzido por Joaquim J. Moura Ramos e colaboradores (1995), Instituto Superior Técnico- UTL. Atkins, P. W. and Jones L., Chemistry. Molecules, Matter and Change. 3rd ed W. H.Freeman and company New York. Brady, J.E. and J.R. Holum, Chemistry. The study of Matter and its Changes, 2nd ed,

7 1996,John Wiley & Sons, Inc. New York. Reger, D.L., S.R. Goode, and E.E Mercer, Chemistry. Principles and Practicle. 1993, Saunders College Publishing. Traduzido por António Pires de Matos e colaboradores, 1997, Fundação Calouste Gulbenkian. Colin Baird, Environmental Chemistry. 2º ed W. H. Freeman and company New York. Sebastião J. Formosinho, Fundamentos de Cinética Química Fundação Calouste Gulbenkian. Luísa P. Cruz, Manual de Laboratório de Química Geral, 2008, Departamento de Ambiente, ESTV-IPV.