universidade de trás-os-montes e alto douro

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