DISCIPLINA: 114626 – Química Geral Teórica PROFESSOR: Daniel Perdigão

TURMA: E SEMESTRE: 2017/2

PLANO DE DISCIPLINA Curso Créditos Pré-requisito Horário de aulas Local de aulas

Engenharia Mecânica / Engenharia Mecatrônica 4 (quatro) créditos teóricos Não há Quartas-feiras às 16h00 e sextas-feiras às 10h00 http://bit.ly/114626_UnB

Objetivos

Abordagem conceitual dos princípios fundamentais da Química e suas aplicações, usando exemplo de compostos orgânicos e inorgânicos. Ênfase à interface da Química com as diversas áreas do conhecimento. Cada ciclo de aprendizagem é composto por dois momentos didáticos: exposição e prática. As avaliações permearão o processo do início ao fim. O primeiro momento tem aulas expositivo-dialogadas, tradicionais, para dar segurança ao aluno habituado ao modelo passivo.

Metodologia de ensino

O segundo momento didático será ativo, de realização de exercícios e de solução das dúvidas dos alunos, que já deverão ter realizado o autoestudo necessário para um aproveitamento adequado. O acompanhamento dos alunos será feito a partir do constante diálogo e das avaliações que ocorrem no início, no meio e no fim do processo. O livro de Brown, Química: a Ciência Central, será o referencial.

Conteúdo programático

1. Evolução do modelo atômico 2. Tabela e propriedades periódicas 3. Ligação e estrutura química 4. Cálculos químicos 5. Leis da termodinâmica 6. Termoquímica

7. Eletroquímica 8. Cinética química 9. Equilíbrio químico 10. Ácidos e bases 11. Soluções e titulação

Serão aplicados três exames. Em todos eles, o conteúdo a ser estudado será o de toda a disciplina. Além disso, valem as seguintes normas:

Avaliação

– O primeiro exame, além de somativo, tem caráter diagnóstico, sendo universal, ou seja, aplicado para todos os alunos matriculados. O dia do exame de cada aluno é definido em sorteio, sendo proibida a mudança. – O segundo e o terceiro exames somente serão aplicados aos alunos que solicitarem fazê-los. Isto é feito para evitar desperdícios de papel e de trabalho de monitores auxiliares, bem como para o controle de posicionamento em sala. A solicitação será feita por escrito, em sala de aula, pontualmente no início de cada uma das três aulas anteriores à aplicação da prova. Não serão aceitas justificativas de falta ou de atraso à inscrição, já que há três datas distintas disponíveis para fazê-lo. Somente poderão fazer tais exames os alunos inscritos, sendo tidos como nulos exames realizados pelos alunos não inscritos. A menção final corresponderá à maior nota dentre os três exames, salvo se houver frequência insuficiente cumulada com violação de normas.

Normas em caso de falta em exames

Não serão aplicados exames substitutivos, uma vez que todos os três exames têm as mesmas características e há três datas distintas de aplicação, sendo considerado apenas um (o de maior nota) dentre os três.

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Os exames são compostos por 34 itens de múltipla escolha (5 alternativas), cada uma com valor 0,30 ponto. Há ênfase dos quatro últimos temas (cerca de 21 itens) em relação aos três primeiros (perto de 13 itens).

Descrição dos exames

Benefícios adicionais podem ser concedidos em consequência de contrapartida individual dos alunos, como o estrito cumprimento às normas ou a valorização da frequência. Os critérios, definidos a posteriori por não gerarem consequência negativa, serão objetivos e universais. Alterações de notas são realizadas apenas como resultado de alteração do gabarito oficial, podendo haver redução da nota, caso o gabarito oficial tenha sido divulgado com erro. Para interpor recurso contra o gabarito oficial de uma determinada prova, é preciso formular pedido fundamentado, por escrito, e enviá-lo por e-mail em até 48 horas após a aula de resolução da respectiva prova. Recomenda-se fortemente que o aluno faça uso desta possibilidade.

Bibliografia contemporânea

Bibliografia oficial

Cronograma previsto de atividades (pode ser alterado por comunicações em sala em função de necessidades externas ou da dinâmica das aulas)

BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, R. E. Chemistry: The Central Science. 7.ed. New York: Prentice Hall, 1997. BROWN, T.L.; LEMAY Jr, H. E.; BURSTEN, R. E. Química: a ciência central. 9.ed. São Paulo: Pearson, 2007. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. São Paulo: Bookman, 2011. ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L.M. Teoria e Problemas de Química Geral. 8.ed. São Paulo: Bookman, 2003. CHANG, R.; GOLDSBY, K. Química. 11.ed. São Paulo: Bookman, 2013. EBBING, D.D. Química Geral. Rio de Janeiro: LTC, 1998. RUSSELL, J. B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 1994. BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2.ed. Rio de Janeiro: LTC, 1996. MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI, E.J.; STANITSKI, C. L. Princípios de Química. 6.ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1990. Agosto 9: Apresentação 11: Aula preliminar (1 a 5) 16: Aula preliminar (6 a 9) 18: Sorteio e tira-dúvidas 23: Exame P1 (conforme sorteio) 25: Exame P1 (conforme sorteio) 30: Resolução P1

Setembro 1: Tema 1 6: Tema 2 8: Recesso escolar 13: Temas 3 e 4 15: Tema 4 e tira-dúvidas 20: Tira-dúvidas 22: Tema 5 27: Tema 6 29: Tira-dúvidas

Outubro 4: Tema 7 6: Tira-dúvidas (+inscrições P2) 11: Tira-dúvidas (+inscrições P2) 13: Recesso escolar 18: Tira-dúvidas (+inscrições P2) 20: Exame P2 – SOMENTE INSCRITOS 25: Semana Universitária 27: Semana Universitária

Novembro 1: Resolução P2 3: Recesso escolar 8: Tira-dúvidas (+inscrições P3) 10: Tira-dúvidas (+inscrições P3) 15: Feriado nacional 17: Tira-dúvidas (+inscrições P3) 22: Exame P3 – SOMENTE INSCRITOS 24: Resolução P3

Brasília, 7 de agosto de 2017. Prof. Daniel Perdigão Cronograma ajustado em 7 de setembro.

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DISCIPLINA: 114626 – Química Geral Teórica PROFESSOR: Daniel Perdigão

TURMA: E SEMESTRE: 2017/2

CONTEÚDOS DE AULAS TEÓRICAS Tema 1 (1º de setembro) – Química: estudo da matéria e de suas transformações – Estados físicos – Substâncias puras e misturas: exemplos – Separação de misturas: base nas diferenças de propriedades – Elementos e compostos, sua nomenclatura e simbologia; composição (proporção) constante – Propriedades físicas extensivas e intensivas – Transformações físicas x químicas – Evolução da estrutura atômica: Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, modelo atual – Elementos da estrutura: prótons, nêutrons e elétrons; núcleo e nuvem eletrônica – Número atômico, número de massa, isotopia, massas atômicas – Massa molar atômica na tabela periódica – Elétrons: distribuição em níveis e subníveis e energia associada – Tabela periódica: períodos, famílias, metais, não metais, metaloides, elementos representativos e de transição – Associação da distribuição eletrônica de átomos neutros com a tabela periódica – Distribuição eletrônica em íons (cátions e ânions) – Constituição das substâncias: moléculas, íons, arranjos covalentes e metálicos de átomos Tema 2 (6 de setembro) – Estruturas de Lewis – Ligações químicas: estabilidade de subníveis, regra do octeto, nível de valência – Modelos iônico e metálico e nomenclatura de compostos iônicos – Ligação química covalente: abordagem tradicional (comum e coordenada) – Polaridade de ligação e eletronegatividade – Propriedades de ligações (comprimento e energia) – Formas espaciais moleculares e o modelo VSEPR – Exemplos de geometrias de base (e moléculas-exemplo): BeH2, BF3, CH4, PCl5, SF6, IF7 – Exemplos de geometrias com pares isolados: SO 2, NH3, H2O, SF4, ClF3, XeF2, IF5, XeF4 – Implicações da geometria na polaridade de moléculas – Distorções: ligação dupla, repulsão de pares isolados – Forças intermoleculares: van der Waals (dispersão de London e dipolo-dipolo), ligações de hidrogênio, interações com íons Tema 3 (13 de setembro) – Estruturas de sólidos, líquidos e gases – Propriedades de líquidos: viscosidade (relação com tamanho das moléculas; decresce com aumento de temperatura), tensão superficial, equilíbrio líquido-vapor, diagrama de fases – Estruturas de sólidos amorfos e cristalinos (iônicos, metálicos, covalentes e moleculares) e suas propriedades, incluindo ligas metálicas – Exemplos de elementos e compostos (material complementar) – Exponenciais, notação científica, logaritmos – SI: unidades fundamentais, derivadas, suplementares; múltiplos e submúltiplos – Fatores de conversão, conversões não lineares (como de °C por °F) – Relações entre gases: PV=nRT e isolando-se R – Densidade de gases fazendo n = m/M e isolando m/V – Pressões parciais e unidades de pressão (Pa, mmHg, bar, atm) e de R – Equações químicas: notações – Balanceamento algébrico pela fixação de um primeiro coeficiente estequiométrico – Introdução aos cálculos estequiométricos: a centralidade do mol – Fatores de conversão típicos: n/n; m/n; V/n; m/V; conversão de unidades – Casos particulares: reagente limitante; rendimento; pureza de amostra

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Tema 4 (13 e 15 de setembro) – Estudo da energia em fenômenos físicos e reações químicas – Conceitos de energia térmica, energia química e energia interna (esta como energia cinética mais energia potencial em nível microscópico) – Conceitos de calor, temperatura, sensação térmica e suas diferenças – Unidades de calor, temperatura, capacidade calorífica, calor específico e suas respectivas manipulações quantitativas – Calorímetros: estrutura, uso, determinação de sua capacidade calorífica – Calor específico sensível e calor específico latente de uma substância – Conceitos de sistema, vizinhança e universo – Princípio da conservação de energia (primeira lei da Termodinâmica) – Conceito de trabalho (também como F · Δd) e unidades de trabalho e calor (cal, J, btu, kcal...) – Conceito de trabalho como P · ΔV e destaque para a questão do sinal – Relação entre trabalho e calor como mobilidade organizada e aleatória, respectivamente – Conceitos de endotermia e exotermia em um sistema – Conceitos de entalpia e de sua variação (limitada a pressão constante), inclusive em transformações químicas – Fatores relacionados a ΔH, como estado físico, temperatura e coeficientes estequiométricos – Primeira lei da termodinâmica como Q = W + ΔU ou ΔE = q + w – Transformações isobáricas, isométricas, isotérmicas e adiabáticas – Primeira lei da termodinâmica como ΔH = P · ΔV + ΔE – Conceito de função de estado (FE), com T, ΔE (ou ΔU) e H como FE, e Q e W não FE – Equações termoquímicas e seus itens (coeficientes, estado físico, temperatura, ΔH) – Manipulação de equações termoquímicas pela multiplicação por inteiro – Entalpias-padrão de reação (ΔHº), especialmente de formação, combustão e neutralização – Estado-padrão a 25ºC e 1 bar, e casos em que ΔHº = 0 – Lei de Hess – Entalpia específica: razão energia/massa; densidade de entalpia: razão energia/volume – Exemplos como combustíveis líquidos e gasosos, gás de coque (CO+H2) da II Guerra, proteínas, gorduras e carboidratos, entre outros – Conceito de espontaneidade de transformação, ex.: quente/frio, difusão de gases separados... – Conceito de reversibilidade de uma transformação – Implicações da reversibilidade: caminho de volta pode ser o mesmo do de ida, em geral só depende do calor, não do trabalho – Independência da termodinâmica e da cinética: processo espontâneo pode ser muito lento – Conceito de entropia e de sua variação, bem como suas unidades – Se energia interna indica quantitativamente o grau de armazenamento de energia, a entropia indica, da mesma forma, como está armazenada essa energia – Variação de entropia em fenômenos (ex.: grau de agitação; dissolução; mobilidade de partículas; formação de gás em transformação química; liberação de gás dissolvido num líquido) – Espontaneidade somente quando ΔSsist + ΔSviz > 0 (segunda lei da termodinâmica)

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Tema 5 (22 de setembro) – Introdução ao conceito de Cinética Química – Velocidade (rate) de uma reação química: velocidades média e instantânea, gráficos, velocidade de reação (“global”), variação da velocidade com o tempo (“aceleração”), unidade – Leis de velocidade: dependência das concentrações, adequação para velocidades iniciais, determinação experimental dos expoentes, papel da constante de velocidade – Ordem de reação e sua relação com os expoentes da lei de velocidade – Etapas de reação: reações elementares, papel da etapa lenta, etapas uni/bi/trimoleculares e respectivas leis de velocidade e ordem de reação – Cinética de reação de 1ª ordem: [A]t = [A]0 · e–kt (dedutível por integração igualando rate e lei) – Tempo de meia-vida (ln 2 / k), sua dedução e suas características, tempo médio de vida (1/k) – Determinação gráfica de k em gráfico ln[A] x t – Cinética de ordem zero: [A]t = [A]0 – kt – Linearidade do gráfico [A] x t e determinação gráfica de k – Cinética de segunda ordem: 1/[A]t = 1/[A]0 + kt – Linearidade do gráfico [A]–1 x t e determinação gráfica de k – Efeito da temperatura na velocidade: a maioria aumenta de fator 1,5 a 4 a cada +10°C – Teoria de colisões: desenvolvida para estado gasoso, estendida para fase aquosa, energia de ativação para complexo ativado, colisão de partículas adequadamente orientadas no espaço – Gráfico Energia potencial x coord.reação: energia de ativação e as de reagentes e produtos – Gráfico da quantidade relativa de partículas em função de sua energia cinética média: crescimento do número de partículas com Ecin > Eativ com o aumento da temperatura – Diferença entre complexo ativado (ou estado de transição) e intermediário de reação – Catalisadores: definição, catálises homo e heterogêneas, adsorção (ex.: SO 2 e O2 no V2O5 para formar SO3), gráfico comparativo de energia x coordenada de reação para reações catalisadas e não catalisadas, enzimas, inibidores de enzimas Tema 6 (27 de setembro) – Oxidação como reação com oxigênio (exemplo do Mg) – Similaridade com a reação entre Mg e Cl2 – Extensão do conceito de oxidação: oxidar é perder elétrons, reduzir é ganhar – Extensão da ideia de transferência de elétrons a ligações covalentes: número de oxidação – Conceitos: reações de óxido-redução, semirreações, agentes oxidantes e redutores – Potenciais elétricos de semirreações, padrão 1 atm, 25ºC, 1 mol/L para o hidrogênio, possibilidade de ocorrência de reações redox determinada a partir da diferença dos potenciais – Células galvânicas ou voltaicas: reações redox espontâneas – Elementos: diferença de potencial elétrico, íon que se reduz, metal que se oxida, semirreações, contraíons, ponte salina, circuito externo, eletrodos (cátodo e ânodo), fluxo de elétrons, consumo de um eletrodo, depósito no outro, polos positivo e negativo – Células eletrolíticas: reações redox não espontâneas – Elementos: diferença de potencial, íon que se reduz, íon que se oxida, semirreações, íons que se mantêm em solução, eletrólise salina, eletrólise aquosa, circuito externo e presença de pilha com polo + no polo + da eletrólise, sobrepotencial, efeitos termodinâmicos × cinéticos, eletrodos (cátodo e ânodo), fluxo de elétrons, eletrodos inertes, polos positivo e negativo – Indústria cloro-álcali – Semirreações de oxidação concorrentes na eletrólise da salmoura: I 2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– E° = +1,23 V II 4OH–(aq) → O2(g) + 2H2O(l) + 4e– E° = +0,40 V III 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e– E° = –1,36 V – Conceitos: baterias, células de combustível, pilhas recarregáveis – Corrosão/ferrugem: exigência de gás oxigênio e água, intensificação em solução iônica, diminuição a pH mais altos (a reação I invertida justifica: faltam H+) – Reduzindo a oxidação indesejada: ferro galvanizado (recoberto com zinco), proteção catódica (metal ou ânodo de sacrifício), cromeação/folheado a/zarcão, proteção anódica (oxidação intencional ou natural da superfície, como para crômio e alumínio)

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Tema 7 (4 de outubro) – Processos reversíveis e irreversíveis – Reações químicas reversíveis e irreversíveis – Velocidades de reação direta e indireta, dinamismo do equilíbrio (v eq ≠ 0) – Exemplo do processo Haber-Bosch, do início do século XX, Nobel 1918: eficiência da indústria – Gráficos de concentração × tempo e velocidade × tempo – Derivação histórica da lei de ação das massas a partir das leis de velocidade das reações direta e inversa: só vale para reações elementares – Constantes de equilíbrio: Kp, Kc e K e fatores que alteram ou não essas constantes (p, V, T, n) – Constantes de equilíbrio, suas dimensões e conversão entre Kp e Kc. – K: presença de gases e solutos, ausência de sólidos, líquidos e solventes – Manipulação da expressão de K a partir da alteração da equação química (multiplicação por constante, inversão, divisão em suas etapas) – Quociente de equilíbrio e relação com o sentido da reação – IMPORTANTE: Construção de tabelas de estudo quantitativo de equilíbrios – Princípio de le Châtelier: alterações nas concentrações, no volume/pressão, na temperatura – Efeito do catalisador e de gás inerte no equilíbrio – Variação de K em função da temperatura – Conceitos ácido-base de Arrhenius e de Brønsted-Lowry – Definição de ácidos e bases fortes ou fracos, incluindo forças de hidrácidos e oxiácidos inorgânicos – Definição de grau (α) – Definição de Ka e Kb (exemplo: NH3 para calcular Kb, NH4+ para calcular Ka) – Autoionização da água, definição de Kw e relação entre Ka e Kb – Casos em que é permitido o arredondamento nos cálculos de Ka e Kb – Definição e escala de pH e de pOH – Indicadores ácido-base: exemplos da fenolftaleína (branco 8 – 10 rosa), do azul de bromotimol (amarelo 6 – 8 azul) e do alaranjado de metila (vermelho 3 – 5 amarelo) – pH de soluções de ácidos monopróticos e de bases monoidroxiladas fortes ou fracas – Alerta quanto ao tratamento quantitativo diferenciado de ácidos polipróticos – Retomada da expressão Ka · Kb = Kw para ácidos e bases conjugados – Íons como ácidos ou bases em água (ou seja, reagem com a água) – pH de soluções salinas: uso do Ka ou Kb conjugado – pH de soluções que contenham o ácido e a base conjugada ou vice versa (efeito do íon comum); usar como referência a equação da espécie química cujo efeito predomina no pH – Problemas qualitativos e quantitativos envolvendo o conteúdo das aulas até o momento – Efeito tampão, composição de uma solução-tampão, capacidade de tamponamento – Abordagem quantitativa de tampões: equação de Henderson-Hasselbalch a partir de Ka/Kb – Adição de ácidos ou bases a soluções-tampão e novo pH (usar concentrações analíticas) – Titulação ácido forte-base forte e curva de pH: estequiometria – Titulação ácido forte-base fraca e curva de pH: estequiometria e equilíbrio – Titulação ácido fraco-base forte e curva de pH: estequiometria e equilíbrio – Multiplicidade de pontos de equivalência nas titulações de ácidos polipróticos Brasília, 7 de agosto de 2017. Prof. Daniel Perdigão

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DISCIPLINA: 114626 – Química Geral Teórica PROFESSOR: Daniel Perdigão

TURMA: E SEMESTRE: 2017/2

CONTEÚDOS DOS EXAMES segundo Brown, Química: a ciência central, 9a.ed Capítulo ou Seção 1.1, 1.2, 1.3 1.4, 1.6 2.1, 2.2, 2.3, 2.4, 2.5 2.6, 2.7, 2.8 3 4.1, 4.2 4.3 4.4 4.5, 4.6 5 6.4, 6.5, 6.8, 6.9, 7.1, 7.2, 7.3, 7.4, 7.5, 7.6 8 9.1, 9.2, 9.3 10.1, 10.2, 10.3, 10.4, 10.5, 10.6 11.1 11.2, 11.3, 11.4, 11.5, 11.6, 11.7 12.1 12.2, 12.3, 12.4, 12.5, 12.6, 12.7 13.1, 13.2 13.4 14 15 16 17.1, 17.2, 17.3 19.1, 19.2, 19.3, 19.4 20

Aula(s) 1 3 1 2 3 1 9 7 3 4e5 1 2 2 3 3 2 3 2 2 3 6 8 9 9 5 7

Além desta referência, há o material complementar citado na aula 3, disponível no site.

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