Dasta UNIDADE UNIVERSITÁRIA: Instituto de Química CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA DEPARTAMENTO RESPONSÁVEL: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA IDENTIFICAÇÃO: CÓDIGO NOME DA DISCIPLINA OU ESTÁGIO SERIAÇÃO IDEAL QI26065 Química Geral 1º ano TIPO PRÉ-REQUISITOS CO-REQUISITOS Obrigatória Não há Não há CRÉDITOS CARGA HORÁRIA TOTAL DISTRIBUIÇÃO DA CARGA HORÁRIA TEÓRICA PRÁTICA OUTRAS 08 120 120 - NÚMERO MÁXIMO DE ALUNOS POR TURMA AULAS TEÓRICAS AULAS PRÁTICAS OUTRAS 30 OBJETIVOS (Ao término da disciplina o aluno deverá ser capaz de:) Ao término da disciplina o aluno deverá ter assimilado os conceitos fundamentais da química, muitas vezes sedimentados com o auxílio da experimentação, sempre objetivando o despertar do raciocínio químico. CONTEÚDO PROGRAMÁTICO (Título e discriminação das unidades) - Revisão de tópicos do conteúdo do ensino médio, envolvendo aspectos básicos (nomenclatura, fórmulas, números de oxidação, e outros julgados relevantes em levantamento prévio do estágio da turma). - Energia e alguns aspectos termodinâmicos: entalpia, entropia e energia livre. - Breve introdução histórica da Pré-História a Lavoisier. - Leis ponderais e estequiometria. - O átomo indivisível de Dalton como modelo decorrente das Leis Ponderais. - Conceito de periodicidade química através da correlação de propriedades químicas e físicas dos elementos. - Evidências da divisibilidade do átomo. - Descrição clássica do átomo divisível. Análise dos resultados da experiência de Rutherford. O átomo nuclear. Modificação do modelo de Dalton. - A descrição quântica do átomo divisível. Planck e a introdução do conceito de quantização para explicar a radiação de corpo negro. - Radiação eletromagnética: modelo ondulatório e particular. Quantização da radiação eletromagnética. Explicação do efeito fotoelétrico pela quantização da radiação eletromagnética. O átomo de Bohr. Introdução da quantização dos níveis eletrônicos do átomo de H para explicar seu espectro de linhas. - Propriedades ondulatórias associadas ao elétron. A dualidade partícula-onda de De Broglie. A onda associada a uma partícula para sistemas macroscópico e sub-microscópico.
- O Princípio da Incerteza de Heisenberg. Interpretação de seu significado no mundo submicroscópico e macroscópico. Consequências do Princípio da Incerteza sobre o modelo planetário de Bohr. A reformulação do Modelo de Bohr. - O átomo descrito pela Mecânica Ondulatória. A equação de Schrodinger como equação que descreve qualquer sistema ondulatório confinado. A função de onda Ψ e seu significado físico. A interpretação de Max Born para Ψ 2. Números quânticos e seu significado. Forma de orbitais atômicos como decorrência das formas das soluções matemáticas para Ψ. - A extensão do modelo ondulatório a átomos polieletrônicos. Configuração eletrônica do átomo polieletrônico. A experiência de Stern-Gerlach e o spin do elétron. O quarto número quântico. Ordem de energia de orbitais atômicos do átomo de H e átomos hidrogenóides. Princípio da Exclusão de Pauli. Ordem de energia de orbitais atômicos de átomos polieletrônicos. Ordem de preenchimento de orbitais de átomos polieletrônicos e o efeito da repulsão intereletrônica. Regra (n+ ). Configuração eletrônica de átomos polieletrônicos: elementos do grupo principal e elementos de transição. Energia de orbitais em íons. A ionização de metais de transição. A configuração eletrônica e as propriedades magnéticas da matéria: diamagnetismo e paramagnetismo. - O núcleo atômico e seu papel no desenvolvimento do modelo atômico. Descoberta dos raios-x e da radioatividade natural. Isótopos. Determinação das massas atômicas por espectrógrafo de massas. Descoberta do nêutron. - Química nuclear. Radioatividade natural e artificial. A relação N/Z e a estabilidade nuclear. Previsão de modos de desintegração. Cinética de desintegração radioativa e a meia-vida. Fusão e fissão. Aplicações da energia nuclear: bomba atômica, isótopos radioativos em medicina e indústria, o papel da energia nuclear no Universo. - A Tabela Periódica atual. Experimento de Moseley e a mudança do parâmetro de periodicidade. A Tabela Periódica atual e a relação da posição de um elemento em função da configuração eletrônica de sua camada de valência. - Propriedades atômicas e tendências periódicas. Tamanho de átomos. Energias de ionização: energias de ionização sucessivas de um elemento como evidência da existência de camadas. Afinidade eletrônica. Tamanho de íons. Conceitos básicos de ligação química e estrutura molecular. Elétrons da camada de valência. Formação da ligação química: ligação covalente, metálica e iônica. - A ligação covalente. Número de pares de elétrons na camada de valência de um elemento e a Regra do Octeto. Limitações e exceções da Regra do Octeto. Estruturas de Lewis. Ressonância e estruturas de Lewis. - Propriedades da ligação covalente. Número de oxidação e carga formal do átomo. Ordem de ligação. Comprimento de ligação. Energia de ligação. Polaridade de ligações e eletronegatividade. Caráter iônico em ligações predominantemente covalentes. - Forma molecular. Correlação entre pares de elétrons da camada de valência e a geometria molecular. Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência. Efeito de pares isolados na geometria molecular. Geometria e polaridade de moléculas. - Teoria da Ligação de Valência (TLV). Ligações simples e múltiplas, com base na interação de orbitais atômicos. Necessidade de orbitais híbridos para explicar geometria de moléculas. Orbitais híbridos em átomos com camada de valência expandida. Estruturas de ressonância e orbitais híbridos. Falhas da TLV: moléculas com número ímpar de elétrons, paramagnetismo de O 2. - Teoria do Orbital Molecular (TOM). Princípios básicos da TOM. A combinação linear de orbitais atômicos. Orbitais sigma e pi, ligantes e antiligantes. Orbitais delta. Orbitais não ligantes. Orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares. Sucesso da TOM em prever paramagnetismo de O 2. Orbitais moleculares para moléculas diatômicas heteronucleares. - Ligação Metálica. Propriedades gerais dos metais. A ligação metálica como extensão da TOM. Princípios básicos da Teoria de Bandas. A Teoria de Bandas e a condutividade elétrica: isolantes, condutores e semicondutores.
- Estruturas de metais descritas como decorrência de empilhamento de esferas idênticas. - Explicação das propriedades gerais dos metais pela Teoria de Bandas e estruturas metálicas. - Ligação Iônica. Propriedades de substâncias iônicas. Ocorrência da ligação iônica. Estruturas de redes cristalinas iônicas mais importantes. Extensão do modelo de empacotamento de esferas para racionalizar estruturas de sólidos iônicos. Relação de raios iônicos e a previsão de estruturas de sólidos iônicos. Energia de rede e ciclo de Born-Haber. Interações de atração e repulsão e a equação de Born-Landé. Previsão de estabilidade de sólidos iônicos. Caráter covalente em ligações predominantemente iônicas. Conceito de polarizabilidade. - Forças Químicas e propriedades de substâncias. Ligação covalente estendida. O caso do diamante. Ligação iônica. Interações de van der Waals. Interações íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo instantâneodipolo induzido. Forças repulsivas como fator de estabilização de estruturas. Propriedades físicas e tipo de ligação. Classificação de sólidos em termos de ligações, interações e tipos de estrutura Sistemas Organizados: surfactantes, micelas, cristais líquidos. - Metais de Transição e compostos de coordenação. Propriedades gerais dos metais. Cores dos metais e seus sais. Compostos de coordenação: ligantes, número de coordenação, composição de esferas de coordenação. - Introdução as teorias de ligação para compostos de coordenação (TLV, TCC, TCL). METODOLOGIA DE ENSINO Período: Semestre letivo Aulas teóricas expositivas. Demonstrações. Estudos Dirigidos. Proposição e resolução de exercícios. Seminários. Utilização de recursos multimídia. Período de Recuperação: Será realizado em duas etapas. Na primeira delas, está previsto um estudo dirigido, a ser realizado durante a primeira semana de recuperação, envolvendo a primeira parte da matéria, após o qual uma primeira prova será aplicada. Do mesmo modo, a segunda parte da matéria será avaliada através de uma segunda prova aplicada após o estudo dirigido realizado na segunda semana.
BIBLIOGRAFIA BÁSICA BÁSICA: 1. ATKINS, P. JONES. L., Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio Ambiente. Porto Alegre: Editora Bookman, 2011 ( tradução da 5ª edição), 924p 2. BROWN, T.L.; LeMAY JR, H.E.; BURSTEIN, B.E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência Central. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, 2005, (traduação da Ed. de 2003) 972p. 3. CHANG, R. Química Geral: conceitos essenciais. Porto Alegre: AMGH Editora, 2010 (tradução de 4ª ed. de 2006 McGraw-Hill), 778p. 4. GARRITZ, A.; CHAMIZO, J.A. Química, l, São Paulo: Prentice Hall, 2002, 625p. 5. MAHAN, B.H., MEYERS, R.J., Química, um curso Universitário. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 1998 (tradução da 4ª ed. Americana), 582p. 6. SANTOS FILHO, P.F. Estrutura atômica e Ligação química. Campinas: UNICAMP, 1999, 357p. 7.CHANG, R; GOLDSBY, K. A. Química, 11ª edição, Bookman, 2013. Pags. 867-872 COMPLEMENTAR: 1. CAMPBELL, J. A. Por que ocorrem reações químicas? São Paulo: Editora Edgard Blucher, 1965, 132p. 2. PAULING, L., Química Geral Rio de Janeiro: ao livro Técnico e Editora da USP, 1966, 774p. 3. ROZENBERG, I.M., Química Geral. São Paulo, Livraria Nobel S.A., 4ª edição, 1983, 351p. 4. RUSSEL, J.B., Química Geral v.1 e v.2. São Paulo: Makron Books, 2ª edição, 1994, 1268p. 5. Periódicos: Química Nova na Escola; Química Nova; Journal of Chemical Education; 6. TOMA, H.E., FERREIRA, A.M.C., MASSABNI, A.M.G., MASSABNI, A.C. Nomenclatura Básica de Química Inorgânica. São Paulo: Blucher, 2014, 120p. 7. Filmes: Filmes didáticos diversos da Enciclopédia Britânica, Universo Mecânico, etc CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DA APRENDIZAGEM A avaliação incluirá provas escritas com questões discursivas e cálculos e aproveitamento que poderá incluir desempenho em seminários e trabalhos dirigidos. Média Final = MG x 0,7 + MA x 0,3 MG= Média Geral das Provas MG = (P1 + P2 + P3 + P4 + P5 + P6) / 6 MA = Média de Aproveitamento composta por: Média de Seminários = (S1 + S2) / 2 e Média de Trabalhos = (T1 + T2) / 2 Será considerado aprovado, o aluno que obtiver média final igual a cinco. O aluno com Média Final menor que cinco poderá se submeter à recuperação, de acordo com a legislação em vigor sobre o assunto. PROCESSO DE RECUPERAÇÃO: A nota final de recuperação envolverá a média aritmética de duas provas. EMENTA (Tópicos que caracterizam as unidades dos programas de ensino) De natureza teórica, essa disciplina aborda os conceitos relacionados a estrutura atômica, ligações químicas e transformações da matéria. Pretende-se que os alunos possam identificar e analisar fenômenos químicos por meio da construção dos modelos teóricos explicativos da química de maneira articulada, bem como propiciar à aquisição da linguagem acadêmico-científica a fim de que os estudantes compreendam os fundamentos e subsídios para se aprofundarem nos conhecimentos específicos das disciplinas subsequentes.
APROVAÇÃO DEPARTAMENTO CONSELHO DE CURSO CONGREGAÇÃO Ad referendum em 25/11/2014 01/12/2014 04/12/2014 Carimbo e Assinatura da Chefia de Departamento Carimbo e Assinatura da Coordenadora CCG - Química Carimbo e Assinatura do Diretor