universidade de trás-os-montes e alto douro
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UNIVERSIDADE DE TRÁS-OS-MONTES E ALTO DOURO Concurso Especial de Acesso e Ingresso do Estudante Internacional nos Cursos do 1.º Ciclo de Estudos e Mestrado Integrado na Universidade de Trás-os-Montes e Alto Douro Programa de Prova Específica de Física e Química 2014 Componente de Física 1. Energia e radiação • • • • • • • • • • Calor, energia e temperatura Equilíbrio térmico e lei zero da termodinâmica Condução e convexão Condutividade térmica Transferência de energia sob a forma de calor, lei de Fourier Balanços energéticos, primeira lei da termodinâmica Capacidade térmica e variação da entalpia. Variação da energia com a temperatura Segunda lei da termodinâmica, rendimento dos processos termodinâmicos Lei de Stefan-Boltzmann, radiação do corpo negro 2. Energia em movimentos • • • • • • • • • • • • • Referencial e vetor posição Equações paramétricas do movimento Equação da trajetória Deslocamento, velocidade média e velocidade Aceleração média e aceleração Aceleração tangencial e aceleração normal; raio de curvatura Segunda lei de Newton (referencial fixo e referencial ligado à partícula) Movimento circular Trabalho Energia cinética. Teorema da energia cinética Energia potencial gravítica. Teorema da energia potencial Energia mecânica. Conservação da energia mecânica Lei da gravitação universal 3. Ondas e Ótica • • • • • • Comprimento de onda, frequência e período, velocidade de propagação Sinal Harmónico e Onda Harmónica Produção e propagação de um sinal sonoro. Espectro sonoro Conceito de índices de refração Leis de Snell-Descartes Reflexão total, ângulo crítico 4. Eletricidade • • Definição e interpretação da corrente elétrica; sentido convencional e real Condutores e isoladores elétricos • • • • • • • Diferença de potencial elétrico entre dois pontos Lei de Ohm; condutores óhmicos e não óhmicos Força eletromotriz Circuitos elétricos com resistências em série; resistência equivalente Circuitos elétricos com resistências em paralelo; resistência equivalente Circuitos elétricos mistos; resistência equivalente Amperímetros e voltímetros Componente de Química 1. Estrutura atómica 1.1. Átomo de hidrogénio e estrutura atómica • • • Espectro do átomo de hidrogénio Quantização de energia Modelo quântico Números quânticos (n, l, ml e ms); Orbitais (s, p, d); Princípio da energia mínima; Princípio da exclusão de Pauli; Regra de Hund; Configuração eletrónica de átomos de elementos de Z ≤ 23 1.2. Tabela Periódica - organização dos elementos químicos • • • • • Descrição da estrutura atual da Tabela Periódica Breve história da Tabela Periódica Posição dos elementos na Tabela Periódica e respetivas configurações eletrónicas Variação do raio atómico e da energia de ionização na Tabela Periódica Propriedades dos elementos e propriedades das substâncias elementares 2. Na atmosfera da Terra: radiação, matéria e estrutura 2.1. Atmosfera: temperatura, pressão e densidade em função da altitude • Variação da temperatura e estrutura em camadas da atmosfera • Volume molar. Constante de Avogadro • Densidade de um gás − relação volume/número de partículas a pressão e temperatura constantes − relação densidade de um gás/massa molar • Dispersões na atmosfera − soluções gasosas − colóides e suspensões- material particulado − soluções e colóides • Composição quantitativa de soluções − concentração e concentração mássica − percentagem em volume e percentagem em massa − mg/kg ou cm3/m3 (partes por milhão) − fração molar 2.2. Moléculas na troposfera - espécies maioritárias (N2, O2, H2O, CO2) e espécies vestigiais (H2, CH4, NH3) • • Modelo covalente da ligação química Parâmetros de ligação − energia de ligação • − comprimento de ligação − ângulo de ligação Geometria molecular 3. Produção e controlo – a síntese industrial do amoníaco 3.1. O amoníaco como matéria-prima • • • • • • • A reação de síntese do amoníaco Reações químicas incompletas Aspetos quantitativos das reações químicas Quantidade de substância Rendimento de uma reação química Grau de pureza dos componentes de uma mistura reacional Amoníaco e compostos de amónio em materiais de uso comum 3.2. Síntese do amoníaco e balanço energético • • Síntese do amoníaco e sistema de ligações químicas Variação de entalpia de reação em sistemas isolados 3.3. Produção industrial do amoníaco • • • • • • • • Reversibilidade das reações químicas Equilíbrio químico como exemplo de um equilíbrio dinâmico Situações de equilíbrio dinâmico e desequilíbrio A síntese do amoníaco como um exemplo de equilíbrio químico Constante de equilíbrio químico, K: lei de Guldberg e Waage Quociente da reação, Q Relação entre K e Q e o sentido dominante da progressão da reação Relação entre K e a extensão da reação 3.4. Controlo da produção industrial • • • • Fatores que influenciam a evolução do sistema reacional A concentração, a pressão e a temperatura A lei de Le Chatelier Efeitos da temperatura e da concentração no equilíbrio de uma reação 4 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra. 4.1-Água da chuva, água destilada e água pura • • • • • • • • • • • • Água da chuva, água destilada e água pura: composição química e pH Ácido ou base: uma classificação de alguns materiais pH: uma medida de acidez, de basicidade e de neutralidade Concentração hidrogeniónica e o pH Escala Sorensen Ácidos e bases: evolução histórica dos conceitos Ácidos e bases segundo a teoria protónica (Brönsted-Lowry) Água destilada e águ a“pura” A água destilada no dia-a-dia Auto-ionização da água Aplicação da constante de equilíbrio à reação de ionização da água: produto iónico da água a 25 ºC (Kw) Relação entre as concentrações do ião hidrogénio (H+) ou oxónio (H3O+) e do ião hidróxido (OH-) 4.2. Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas • Água potável: águas minerais e de abastecimento público − Composições típicas e pH • Água gaseificada e água da chuva: acidificação artificial e natural provocada pelo dióxido de carbono − Chuva “normal” e chuva ácida − Ionização de ácidos em água − Ionização ou dissociação de bases em água − Reações ácido-base − Pares conjugados ácido-base: orgânicos e inorgânicos − Espécies químicas anfotéricas − Aplicação da constante de equilíbrio às reações de ionização de ácidos e bases em água: Ka e Kb como indicadores da extensão da ionização − Força relativa de ácidos e bases − Efeito da temperatura na auto-ionização da água e no valor do pH − Neutralização: uma reação de ácido-base − Volumetria de ácido-base: o Ponto de equivalência e ponto final o Indicadores − Dissociação de sais − Ligação química − Nomenclatura de sais Bibliografia 1. Graça Ventura, Manuel Fiolhais, Carlos Fiolhais, João Paiva, António José Ferreira. Física e Química A. Física. Texto Editores, 2008. 2. M Margarida Rodrigues, Fernando Mourão Dias. Física na nossa vida. Porto Editora, 2010. 3. Corrêa, A. Nunes, N. Almeida. Física e Química A. Química. 10º ano, Porto Editora, 2007. 4. T. S. Simões, M. A. Queirós, M. O. Simões. Química em Contexto - Física e Química A. Química. 11º ano, Porto Editora, 2004. Os docentes ________________________________________ Marco Paulo Duarte Naia ________________________________________ João Carlos Andrade Santos _________________________________________ Maria João Pereira Marques Paz Melo de Carvalho
