ÁREA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - MATERIAIS

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO ICE - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ÁREA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - MATERIAIS II) PROGRAMA DA ÁREA DE CONHECIMENTO DO CONCURSO público de provas e títulos para professor ADJUNTO de química geral e inorgânica 1. Gases: 1.1 Comportamento de um gás 1.2 Caracterização de um gás: volume, pressão e temperatura 1.3 Relação volume x pressão: lei de Boyle 1.4 Relação volume x temperatura: lei de Charles 1.5 A lei combinada dos gases 1.6 Relação volume x número de moles: princípio de Avogadro 1.7 A lei do gás ideal 1.8 Mistura de gases: lei das pressões parciais de Dalton 1.9 As leis da efusão e difusão de Graham 1.10 A teoria cinético-molecular dos gases 1.11 A equação do gás ideal de van der Waals 1.12 Cálculos estequiométricos com gases 2. Soluções: 2.1 Unidades de concentração 2.2 Solubilidade e temperatura: cristalização fracionada 2.3 Solubilidade e pressão: lei de Henry 2.4 Conceito de propriedade coligativa 2.5 Pressão de vapor de uma solução: Lei de Raoult 2.6 Destilação fracionada 2.7 Elevação do ponto de ebulição 2.8 Abaixamento do ponto de congelamento 2.9 Pressão osmótica 2.10 Grau de dissociação de eletrólitos 2.11 Reações em solução aquosa 2.12 Cálculos de estequiometria de solução 2.13 Colóides 3. Termodinâmica: 3.1 Calor e trabalho 3.2 Energia interna e entalpia 3.3 A primeira lei da termodinâmica 3.4 Termoquímica: determinação do calor de reação 3.5 A lei de Hess 3.6 Energia de ligação 3.7 Entropia e a segunda lei da termodinâmica 3.8 Função de Gibbs: relação com entalpia e entropia 3.9 A terceira lei da termodinâmica 3.10 Cálculo da função de Gibbs de uma reação 4. Cinética Química:

2 4.1 Velocidade de reação 4.2 A equação de velocidade 4.3 Ordem de reação: zero, primeira, segunda e outras 4.4 Tempo de meia-vida 4.5 Métodos gráficos 4.6 A teoria das colisões 4.7 Molecularidade das reações químicas 4.8 A equação de Arrhenius 4.9 Energia de ativação 4.10 A teoria do estado de transição 4.11 Mecanismos de reação 4.12 Catálise homogênea e heterogênea 5. Equilíbrio Químico 5.1 A Lei da Ação das Massas 5.2 A constante de equilíbrio 5.3 A relação entre K p e K c 5.4 O princípio de Le Chatelier 5.5 Equilíbrios químicos homogêneos e heterogêneos 5.6 Energia livre de Gibbs e equilíbrio químico 5.7 Cinética e equilíbrio 5.8 A Equação de Van t Hoff 5.9 Cálculos de equilíbrio 6. Ácidos e bases: 6.1 O conceito de Arrhenius 6.2 O conceito de Bronsted-Lowry 6.3 O conceito de Lewis 6.4 A definição pelo sistema solvente 6.5 O conceito de Gutmann 6.6 A equação de Drago 6.7 Ácidos duros e moles 6.8 A força de um ácido ou de uma base 6.6 Calor de neutralização 7. Eletroquímica: 7.1 Reações espontâneas e não-espontâneas 7.2 Células galvânicas: diagrama, eletrodos e potencial 7.3 Potencial padrão de eletrodo 7.4 Tipos de eletrodos 7.5 Eletrodo padrão de hidrogênio 7.6 Tabela dos potenciais-padrão de redução 7.7 Células eletrolíticas 7.8 Eletrólise em solução aquosa 7.9 Outros tipos de eletrólise 7.10 As Leis de Faraday 7.11 Termodinâmica e eletroquímica 7.12 O efeito da concentração sobre o potencial da célula 7.13 A Equação de Nernst 7.14 Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio 7.15 A medição eletroquímica do ph: eletrodo de vidro 7.16 Células galvânicas comerciais 7.17 Aplicações dos processos eletrolíticos

3 8. Estequiometria: 8.1 Fórmulas empíricas e fórmulas moleculares 8.2 Composição percentual, análise elementar 8.3 Equações químicas 8.4 Balanceamento de equação 8.5 Cálculos estequiométricos 9. Teoria Atômica: 9.1 Natureza elétrica da matéria, experiências de eletrólise 9.2 Experimentos com tubos de descarga (Crookes) 9.3 O Modelo Atômico de Thomson 9.4 Experiência de Rutherford e o seu modelo atômico 9.5 O espectro eletromagnético 9.6 Experiência de Moseley. Definição de número atômico 9.7 Radiação do corpo negro e a Equação de Planck 9.8 Efeito Fotoelétrico e sua interpretação por Einstein 9.9 Postulados de Bohr e o seu modelo atômico 9.10 Equação de De Broglie e o caráter ondulatório do elétron 9.11 O princípio da incerteza de Heisenberg 9.12 A Equação de Onda de Schrödinger e o Modelo da Mecânica Quântica 9.13 Números quânticos e orbitais atômicos 9.14 Representação gráfica das funções radiais dos orbitais atômicos 9.15 O Princípio de Exclusão de Pauli e o spin eletrônico 9.16 A Regra de Hund e a configuração eletrônica dos elementos 10. Classificação Periódica: 10.1 Histórico 10.2 A Lei Periódica 10.3 As configurações eletrônicas e a Tabela Periódica Moderna 10.4 Carga nuclear efetiva e Regra de Slater 10.5 As propriedades periódicas (raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica) 10.6 As propriedades químicas e a periodicidade 10.7 As propriedades físicas e a periodicidade 11. Ligação Química: 11.1 Representação de Lewis e a regra do octeto 11.2 A ligação iônica e o ciclo de Born-Haber 11.3 Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 11.4 A Teoria da Ligação de Valência (Pauling) 11.5 Orbitais Híbridos 11.6 As escalas de eletronegatividade de Mulliken e Pauling 11.7 Momento dipolar e polaridade 11.8 A Teoria dos Orbitais Moleculares 11.9 Moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares A ligação metálica Interações inter-moleculares: ligação hidrogênio, forças de van der Waals, forças de London 12. Química descritiva:

4 12.1 Elementos representativos 12.2 Elementos de transição e de transição interna 13. Química do estado sólido: 13.1 Células unitárias e redes de Bravais 13.2 O empacotamento compacto de esferas 13.3 Sistemas cristalinos e os diferentes tipos de sólidos 13.4 Energia da rede cristalina e o ciclo de Born-Haber 13.5 Razão dos raios iônicos e sua influência sobre a estabilidade dos sólidos 13.6 Teoria de bandas 14. Compostos de Coordenação e organometálicos: 14.1 Nomenclatura 14.2 Teorias de ligação: valência, campo cristalino e campo ligante 14.3 Espectros eletrônicos dos compostos de coordenação 14.4 Simetria 14.5 Propriedades magnéticas 14.6 Estereoquímica 14.7 A regra dos 18 elétrons aplicada aos compostos organometálicos 14.8 Mecanismos associativo e dissociativo 15. Química bio-inorgânica: 15.1 Transporte e armazenamento de oxigênio 15.2 Ligação entre oxigênio molecular e compostos modelo contendo ferro e cobalto Coenzima B Enzimas do Citocromo P Carboxipeptidases 15.6 Fixação de nitrogênio 15.7 Equilíbrio sódio-potássio no sangue Bibliografia recomendada 1- J. B RUSSEL, Química Geral, 2a. ed., Volumes 1 e 2, Traduzido, Makron Books do Brasil Editora Ltda, J. E. BRADY e G. E. HUMISTON, Química Geral, 2a. ed., Volumes 1 e 2, Traduzido, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., O. A. OHLWEILER, Introdução à Química Geral, Editora Globo, J. C. KOTZ e K. F. PURCEL, Chemistry & Chemical Reactivity, 2a. ed., Saunders College Publishing, J. E. BRADY, General Chemistry Principles & Structure, 5a. ed., John Wiley & Sons, Inc., D. F. SHRIVER & P. W. ATKINS, Química Inorgânica ; Bookman, 3 a ed., J. E. HUHEEY, Inorganic Chemistry: principles of structure and reactivity ; New York, Harper & Row, 4 a ed., 1993.

5 8- G. L. MIESSLER & D. A. TARR, Inorganic Chemistry ; New Jersey, Prentice-Hall, Inc, F. A. COTTON & G. WILKINSON, Advanced Inorganic Chemistry ; New York, John Wiley & Sons, N. N. GREENWOOD & A. EARNSHAW, Chemistry of the Elements ; Oxford, Butterworth Heineman, 2 a ed., J. W. MELLOR, Mellor s Modern Inorganic Chemistry - revised by Parkes, G. D., M. A., D. Phil.; Oxford, Longmans, S. J. LIPPARD & J. M. BERG, Principles of bioinorganic chemistry ; California, University Science Books, 1994.