WANZELLER SIQUEIRA REGIME: SEMESTRAL TURMA: DOM ELISEU E- MAIL:

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ SECRETARIA ESPECIAL DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS FACULDADE DE FÍSICA PLANO DE ENSINO DA DISCIPLINA QUIMICA TEÓRICA DISCIPLINA: QUIMICA TEÓRICA PROFESSOR: Dr. GILMAR WANZELLER SIQUEIRA REGIME: SEMESTRAL TURMA: DOM ELISEU gilmar@ufpa.br (91) PERÍODO LETIVO REGIME: SEMESTRAL CHD: 68 H

2 EMENTA DA DISCIPLINA: Introdução ao Estudo das Estruturas Atômicas. Classificação da Tabela Periódica. Ligações Químicas. Propriedades dos Ácidos e Bases. Generalidade dos Gases. Princípio da Termodinâmica. Líquidos e Soluções. OBJETIVO GERAL Capacitar o aluno para entender, interpretar e compreender os fenômenos químicos que envolvem a estrutura atômica de um átomo, configuração e classificação da tabela periódica, as ligações químicas, as propriedades periódicas dos ácidos e bases, a generalidade das equações dos gases, entender o princípio da termodinâmica química e verificar a estrutura dos líquidos e soluções, fornecendo assim aos estudantes subsídios para que ele possa ser capaz de absorver e identificar o melhor uso da química teórica e assim ponderar sobre os problemas e aplicações tecnológicas que envolvam essa disciplina dentro do cotidiano acadêmico.

3 UNIDADES DE ENSINO E CONTEÚDOS CAPITULO I: Estrutura Atômica PROGRAMÁTICO (40 itens) AULAS: 10 PREVISTAS ESTRATÉGIAS DE ENSINO POR UNIDADE 1.1 Uma breve introdução Composição do átomo amplamente considerada 1.2. Modelos atômicos Teoria atômica de Dalton (1803) Teoria atômica de Thomson A natureza elétrica da matéria Experiências em tubos de Crookes: os primeiros experimentos O modelo eletrônico de J. J. Thomson Teoria atômica de Rutherford Röntgen e os raios X A radioatividade A contribuição de Millikan Experiência e modelo de Rutherford Teoria atômica de Bohr: origens da teoria quântica O dilema do átomo estável A teoria clássica da radiação A espectroscopia atômica 1 a 10/68 Motivar o aluno, mostrando a importância do conhecimento das estruturas atômicas dos átomos e suas propriedades.

4 A natureza da luz e a física quântica O efeito fotoelétrico O espalhamento Compton O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio (1913) Energia em uma órbita circular Os postulados de Bohr Resumo do modelo de Bohr Níveis de energia Limitações do modelo de Bohr 1.3. A mecânica quântica Insucesso da mecânica clássica Dualidade onda-partícula e o comprimento de onda de Broglie Ondas, pacotes de onda e partículas Localização de uma onda no espaço Localizando uma onda no tempo O princípio da incerteza de Heisenberg A relação de incerteza de Heisenberg A relação de incerteza energia-tempo A função de onda A equação de Schröndinger A estrutura atômica do modelo atual Os níveis eletrônicos de energia Configuração eletrônica

5 CAPITULO II: Classificação Periódica PROGRAMÁTICO (24 itens) AULAS: 08 PREVISTAS TÉCNICAS DE ENSINO 2.1. A história da tabela periódica 2.2. A descoberta da lei periódica e a tabela periódica moderna 2.3. A periodicidade nas configurações eletrônicas 2.4. A periodicidade nas propriedades atômicas Tamanho do átomo O raio iônico Raio covalente e raio de Van der Waals Energia de ionização Afinidade eletrônica Eletronegatividade, eletropositividade e reatividade Densidade Ponto de fusão e ponto de ebulição 2.5. Os blocos da Tabela Periódica e seus grupos O hidrogênio Elementos dos blocos Grupo 1: metais alcalinos Grupo 2: metais alcalinos terrosos Elementos do bloco p Grupo 13: grupo do boro 10 a 18/68 Ressaltar a importância do estudo da tabela periódica e sua funcionalidade.

6 Grupo 14: grupo do carbono Grupo 15: grupo do nitrogênio Grupo 16: calcogênios Grupo 17: halogênios Grupo 18: gases nobres CAPITULO III: Ligações Químicas PROGRAMÁTICO (50 itens) AULAS: 10 TÉCNICAS DE ENSINO 3.1. Introdução 3.2. Um pouco de história 3.3. Em busca de uma configuração estável 3.4. Os tipos de ligações químicas: introdução 3.5. Conceitos importantes Distâncias interatômicas Raios atômicos e iônicos Forças e energias de ligação 3.6. Ligações iônicas Interpretação energética e quântica das ligações iônicas Forças e energias interatômicas em pares iônicos Energia reticular Estruturas iônicas Propriedades gerais das ligações iônicas 3.7. Ligações covalentes Geometria molecular 19 a 29/68 Mostrar ao aluno os tipos de ligações químicas e suas particularidades.

7 Formas moleculares Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) Teoria da ligação de valência Orbitais híbridos Ligações múltiplas Ligações duplas e triplas Ressonância Teoria dos Orbitais Moleculares Método dos orbitais moleculares Combinação de orbitais s e s Combinação de orbitais s e p Combinação de orbitais p e p Combinação de orbitais p e d Combinação de orbitais d e d Combinações não-ligantes de orbitais Regra para a combinação linear de orbitais atômicos Propriedades gerais das ligações covalentes 3.8. Ligações metálicas Propriedades características dos metais Elevada condutividade térmica e elétrica Brilho Maleabilidade e ductibilidade Teorias de ligação nos metais Teoria dos elétrons livres Teoria da ligação de valência Teoria dos orbitais moleculares ou das

8 bandas A teoria de bandas de energia dos cristais Condutores, isolantes e semicondutores Estrutura cristalina dos metais 3.9. Ligações secundárias Atração entre dipolos permanentes Atração entre dipolos permanentes e dipolos induzidos Forças de dispersão ou forças de London Ponte de hidrogênio CAPITULO IV: Ácidos e Bases PROGRAMÁTICO (26 itens) AULAS: 8 TÉCNICAS DE ENSINO 4.1. Natureza dos Ácidos e das Bases Ácidos e Bases Ácidos e Bases de Arrhenius Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry Ácidos e Bases de Lewis Óxidos Ácidos, Básicos e Anfóteros Troca de Prótons entre Moléculas de Água Escala de ph poh de Soluções 4.2. Ácidos e Bases Fracos Constantes de Acidez e Basicidade Gangorra da Conjugação Estrutura Molecular e Força dos Ácidos 30 a 38/68 Apresentar para os alunos a natureza dos ácidos e bases.

9 Força dos Oxoácidos 4.3. ph de soluções de ácidos e bases fracos Soluções de Ácidos Fracos Soluções de Bases Fracas O ph de Soluções de Sais 4.4. Ácidos e Bases Polipróticos O ph de Soluções de Ácidos Polipróticos Soluções de Sais de Ácidos Polipróticos As Concentrações de Solutos Composição e ph 4.5. Autoprotólise e ph Soluções Muito Diluídas de Ácidos e Bases Fortes Soluções Muito Diluídas de Ácidos Fracos CAPITULO V: Gases PROGRAMÁTICO (17 itens) AULAS: 10 TÉCNICAS DE ENSINO 5.1. Generalidades 5.2 Leis Gerais dos Gases Lei de Boyle Lei de Charles Lei de Avogadro 5.3. Intervalo Matemático. Gráfico de uma Função 5.4 Equação Geral de Estado 5.5. Significado e Valores de R 5.6. Mistura de Gases 39 a 49/68 Descrever generalidades leis dos gases as das

10 5.7. Reações Químicas entre Gases 5.8. Gases Reais 5.9. Intervalo Matemático. Limites Conceito Intuitivo de Limite Conceito Formal de Limite 5.10 Desvios ao Comportamento de Gás Perfeito Equação de van der Waals CAPITULO VI: Termodinâmica PROGRAMÁTICO ( 25 itens) AULAS: 7 TÉCNICAS DE ENSINO 6.1. Sistemas, Estados e Energia Sistemas Trabalho e Energia Trabalho de Expansão Calor 5. Medida de Calor Primeira Lei Funções de Estado Interlúdio Molecular: A Origem da Energia Interna 6.2. Entalpia Transferência de Calor sob Pressão Constante Capacidade Calorífica dos Gases Interlúdio Molecular: A Origem da Capacidade Calorífica dos Gases 50 a 57/68 Mostrar para os alunos os princípios básicos da termodinâmica

11 Entalpias de Mudanças de Fases Curvas de Aquecimento 6.3. Entalpia da Ração Química Entalpias de Reação A Relação entre H e U Entalpia Padrão de Reação Combinação das Entalpias de Reação: Lei de Hess Liberação de Calor nas Reações Entalpia Padrão de Formação Ciclo de Born-Haber Entalpias de Ligação Variação da Entalpia de Reação com a Temperatura CAPITULO VII: Líquidos e Soluções PROGRAMÁTICO (30 itens) 7.1. Conceitos Gerais Sistemas Dispersos Concentração das Soluções Definição de Estado de um Sistema Intervalo Matemático. Funções 7.2. Soluções Gasosas 7.3. Soluções Líquidas Liquefação e Vaporização Líquidos Voláteis Significado Físico da Pressão de Vapor AULAS: a 68/68 TÉCNICAS DE ENSINO Apresentar aos aluno os vários sistemas dispersos de líquidos e soluções.

12 Solução de Gás em Líquido 7.4. Intervalo Matemático. Diferenciais 7.5. Lei de Henry 7.6. Lei de Raoult 7.7. Solução Ideal 7.8. Equilíbrio líquido-vapor Estudo do equilíbrio líquido-vapor Terminologia e representação Particularidades - comportamento ideal Particularidades - formação de azeótropos Particularidades - componentes supercríticos Extensões 7.9. Efeito da temperatura Propriedades Coligativas Abaixamento do ponto de fusão Elevação da temperatura de saturação por adição de um soluto Pressão osmótica Estratégia geral para a resolução de problemas de equilíbrio de fases Presença de sais Procedimento geral de cálculo de propriedades coligativas

13 AVALIAÇÕES DA APRENDIZAGEM CRITÉRIOS Prova teórica abrangendo as U.E 1 e 2 Prova (Primeira Avaliação) Trabalho dirigido Trabalho Prova teórica abrangendo as U.E 3 e 4 Prova (Segunda Avaliação) Trabalho dirigido Trabalho Prova teórica abrangendo as U.E 5, 6 e 7 Prova (Terceira Avaliação) Trabalho dirigido Trabalho A avaliação dar-se-á mediante prova e trabalho A nota final será dada pela média das três dirigido. avaliações. REFERÊNCIAS BÁSICAS E COMPLEMENTARES 01. Bastos, A. C. L. M & Rodrigues, E. M. S QUÍMICA GERAL. Universidade Federal do Pará, ISBN , 412pp. 02. VAN WYLEN. G. J E SORIRITAG. R E. Fundamentais of Classical Thermodynamics - Ed. Wiiey. N. York º Ed. 03. MARK W. ZEMANSKY. Heat e Thermodynamics - ed. McGraw-Hill. N. York. York. 1957, 4º Ed. Masterton, W.L.Química Geral Superior. 04. BRADY, J.E. Química Geral. Ed. LTC. RJ RUSSEL, J. Química Geral. 06. SLABAUGH, W. II. Química Geral, Ed. LTC. 07. BAIRD, C. Química Ambiental 2º Edição, Assinatura do docente: