Química I

Código:

Q1009

Sigla:

Q1009

Nível:

100

Áreas Científicas
Classificação	Área Científica
OFICIAL	Química

Ocorrência: 2023/2024 - 1S

Ativa?	Sim
Página Web:	https://moodle2324.up.pt/course/view.php?id=1729
Unidade Responsável:	Departamento de Química e Bioquímica
Curso/CE Responsável:	Licenciatura em Química

Ciclos de Estudo/Cursos

Sigla	Nº de Estudantes	Plano de Estudos	Anos Curriculares	Créditos UCN	Créditos ECTS	Horas de Contacto	Horas Totais
L:BQ	107	Plano de Estudos Oficial	1	-	9	66	243
L:Q	52	Plano estudos a partir do ano letivo 2016/17	1	-	9	66	243

Língua de trabalho

Português

Objetivos

A unidade curricular Química I, que precede Química II no 2º semestre, destina-se a estudantes das licenciaturas em Química e em Bioquímica, para os quais é essencial uma sólida formação geral em Química  

O programa abrange os princípios gerais sobre átomos e
moléculas, constituintes da matéria, as suas transformações, quer por reação química, quer por transição de fase, e ainda os princípios termodinâmicos que regem essas transformações de matéria e da energia a elas associada.

Resultados de aprendizagem e competências

Capacidade de aplicar os conceitos adquiridos em situações práticas. Capacidade de analisar situações químicas simples e de selecionar as ferramentas necessárias para a obtenção de informação química adicional.
O principal objetivo é que os alunos sejam capazes de identificar e interpretar problemas simples de química geral. A apresentação e discussão dos temas nas aulas teóricas seguidas de aulas em que os alunos resolvem problemas com a ajuda do professor permite-lhes adquirir os conhecimentos e ferramentas necessários para a resolução de problemas.

Modo de trabalho

Presencial

Programa

1. Química: o estudo da matéria e sua  transformação
Química uma ciência central; Matéria e Energia; Propriedades físicas e químicas, intensivas e extensivas da matéria;  transformações físicas e químicas; Método científico; Medição em ciência e algarismos significativos; Quantidades físicas e unidades SI;

2. Átomos, moléculas e iões
Teoria atómica; Estrutura do átomo; Isótopos e elementos; Tabela periódica; Iões monoatómicos, compostos iónicos, compostos moleculares;  Fórmulas químicas e nomenclatura de compostos inorgânicos.

3. Estequiometria
Massa atómica;  constante de Avogadro e massa molar de um elemento; massa molecular; determinação experimental de fórmulas empíricas de compostos; Reações químicas e estequiometria; rendimento de uma reação.

4. Reações em solução aquosa
Propriedade gerais de soluções aquosas; Principais tipos de reações químicas em solução aquosa:reações de precipitação, reações de ácido base, reações de oxidação-redução.

5. Gases
Natureza do estado gasoso, pressão de um gás, leis dos gases e a equação de estado do gás ideal; misturas de gases: leis de Dalton ou das pressões parciais, estequiometria reacional em fase gasosa; teoria cinética molecular dos gases; gases reais e desvios da idealidade (equação de van der Waals).

6. Energia, Entalpia e Termoquímica
Natureza e tipos de energia; Energia interna, calor e trabalho,  1ª lei, ou da conservação da energia; Termoquímica, calorimetria, entalpia de reação e de transição de fase; Entalpia, função de estado - ciclos termoquímicos ou de Hess. 

7.Teoria quântica e estrutura electrónica dos átomos
Da Física Clássica à Teoria Quântica; efeito fotoeléctrico; dualidade onda /partícula da natureza do electrão; números quânticos orbitais, obtidos da resolução da equaçãode Schrodinger; orbitais atómicas e sua visualização espacial; configuração electrónica dos elementos químicos e construção da Tabela Periódica.

8. Relações periódicas entre os elementos
A Tabela Periódica; variação periódica das propriedades físicas: energia de ionização, afinidade electrónica; breve  alusão à variação das propriedades químicas dos elementos representativos   

9. Ligação Química, introdução
Notação de Lewis; ligação iónica; ligação covalente; electronegatividade; carga formal e estrutura de Lewis; ressonância; excepções à regra do octeto;geometria molecular; momento dipolar; teoria da ligação de valência (breve referência)- ligações múltiplas - compostas por ligações sigma e pi.

10. Forças intermoleculares - líquidos e sólidos
Forças intermoleculares, suas natureza e grandeza; principais estados físicos da matéria;  propriedades físicas dos líquidos: viscosidade e tensão superficial; tipos de interações em sólidos cristalinos (estruturas cristalinas serão abordadas em Química II), semicristalinos e amorfos e referência breve a algumas das respetivas propriedades físicas .

11. Espontaneidade e equilíbrio. Entropia, Energia de Gibbs e constante de equilíbrio
Processos espontâneos; Entropia - o conceito, Variação de entropia do sistema (em transformação ou no equilíbrio), da vizinhança e do universo, 2ª e 3ª leis da Termodinâmica; Energia de Gibbs do sistema como critério de espontaneidade da transformação, a temperatura e pressão constantes; espontaneidade e acoplamento de processos biológicos.Energia de Gibbs molar de uma sustância pura e sua variação com a pressão e temperatura : fases em equilíbrio e transições de fase, mesofases - cristais líquidos termotrópicos; diagramas de fases de substâncias puras; diagrama de fases da água, uma substância única.A energia de Gibbs padrão e constante de equilíbrio. Determinação da energia de Gibbs padrão de uma reação, a partir de energias de Gibbs padrão de formação padrão de reagentes e produtos.  


12. Propriedades físicas das soluções
Tipos de soluções; perspectivas molecular e termodinâmica do processo de dissolução; efeito da temperatura na solubilidade; efeito da pressão na solubilidade de gases em líquidos-lei de Henry; abaixamento da pressão de vapor de um solvente numa solução em que o soluto é pouco volátil-lei de Raoult e propriedades coligativas- pressão osmótica; macomoléculas em água- soluções micelares, o efeito hidrofóbico e autoagregação das macromoléculas, fase de cristal líquido lamelar e membranas celulares.

Bibliografia Obrigatória

Chang Raymond; Química. ISBN: 84-481-4527-5
Chang Raymond e Goldsby Kenneth; Química, McGraw Hill, 2013. ISBN: 978-97172-7-5

Bibliografia Complementar

Atkins Peter William 1940-; Chemical principles. ISBN: 0-7167-3596-2

Métodos de ensino e atividades de aprendizagem

As aulas teóricas são essencialmente expositivas. Os materiais de apoio (PPTX) são disponibilizados aos estudantes na plataforma da disciplina.

Nas aulas teórico-práticas, são discutidos/resolvidos um conjunto de questões/problemas.

Palavras Chave

Ciências Físicas > Química

Tipo de avaliação

Avaliação distribuída com exame final

Componentes de Avaliação

Designação	Peso (%)
Exame	80,00
Trabalho escrito	20,00
Total:	100,00

Componentes de Ocupação

Designação	Tempo (Horas)
Estudo autónomo	177,00
Frequência das aulas	66,00
Total:	243,00

Obtenção de frequência

Não exceder o número máximo de faltas nas aulas teórico-práticas (1/4 do número de aulas previstas).

Fórmula de cálculo da classificação final

A avaliação constará de 2 items:

NOTA_EX | Exame escrito : Valor de 80%.
A realizar nas datas de exame (épocas de exames/avaliação).

NOTA_SL | Trabalho Monográfico : Valor de 20%.
Trabalho a realizar individualmente e autonomamente.


NOTA FINAL (NF):

Opção A
NF  =  NOTA_EX x 0.8 + NOTA_SL x 0.2
Para obter aprovação na unidade curricular é necessário que NOTA_EX > 8 valores (em 20 Valores).

Opção B
Os estudantes podem optar por ser considerada apenas a NOTA_EX.
Nesta opção:
NF  = NOTA_EX

Melhoria de classificação