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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA - UDESC
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS - CCT

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - DQMC

Disciplina: Química para Engenharia Elétrica - QEE0001 Curso: Engenharia Elétrica– 2ª fase

Profa. Maria da Graça M.B. Martin



Planejamento da disciplina – Semestre 2010/02





CRONOGRAMA DE ATIVIDADES:

CARGA HOR.

CONTEÚDOS PROGRAMÁTICOS


10 h/aula

Estrutura atômica


Radiação Eletromagnética. Quanta e Fótons, Dualidade onda-partícula. Princípio da Incerteza. Espectros atômicos e Níveis de Energia. Números Quânticos e Orbitais Atômicos. Spin eletrônico. Estrutura Atômica do Hidrogênio. Estrutura de átomos com muitos elétrons. Energias dos Orbitais. Configurações Eletrônicas do Estado Fundamental. Classificação Periódica dos Elementos Químicos. A Estrutura Eletrônica e a Tabela Periódica. Propriedades periódicas dos elementos químicos (Raio atômico, raio iônico, energia de ionização, efeito de par inerte, afinidade eletrônica)

14 h/aula

Ligações Químicas

Ligações Iônicas, Interações entre íons. Configurações eletrônicas dos íons. Ligações covalentes. Estruturas de Lewis. Ressonância e Carga Formal. Exceções à regra do octeto. Eletronegatividade e Polarizabilidade. Forças e comprimentos das ligações covalentes. As formas das moléculas e dos íons: O modelo VSEPR. Teoria da Ligação de Valência. Hibridização de orbitais atômicos. Teoria dos Orbitais Moleculares. Configurações eletrônicas de moléculas diatômicas. Teoria de Bandas nos Sólidos, Gases, Líquidos e Sólidos. Forças Intermoleculares e Ligação de Hidrogênio. Sólidos Metálicos, iônicos, moleculares e reticulares.Cristais Líquidos.


12 h/aula

TERMOQUÍMICA

Sistemas. Primeiro princípio da termodinâmica. Entalpia de reação. Lei de Hess. Entalpia Padrão de formação. Segundo princípio da termodinâmica. Entropia. Energia livre de Gibbs e espontaneidade de reações químicas. Termodinâmica e Equilíbrio Químico.


08 h/aula

Equilíbrio químico e iÔnico


Lei de ação das massas. Constante de equilíbrio: Kp e Kc. Princípio de Le Chatelier: Deslocamento do equilíbrio pela variação da pressão, temperatura e da concentração. Equilíbrios Heterogêneos Equação de Van’t Hoff. Equilíbrios Iônicos: dissociação de ácidos fracos, bases fracas e da água. Conceito de pH. Produto de solubilidade

16 h/aula

Eletroquímica


Teoria da Oxidação e redução. Reações de Oxidação-Redução. Células eletroquímicas. Pilha de Daniell. Diagramas de células e Eletrodos de células galvânicas. Potencial Padrão de Eletrodo e usos das tabelas de potenciais padrão. Equação de Nernst .Pilhas comerciais. Eletrólise. Lei de Faraday. Processos eletrolíticos industriais. Corrosão.

12 h/aula

química de materiais


Introdução à Química Orgânica. Óleos. Polímeros e cerâmicas. Condutores e isolantes.

18 h/aula

AULAS PRÁTICAS

Iniciação ao Laboratório – Medidas e tratamento de dados. Princípios de Reatividade: Energia e Reações químicas. Cinética química. Termoquímica. Ácidos e bases. Reações de transferência de elétrons. Pilha de Daniell. Corrosão. Eletrólise. Seminários.








90 h/aula

Carga horária: teórica – 72 horas prática 18 horas/aula


AVALIAÇÃO:

Os critérios para a avaliação a serem utilizados pelo professor serão baseados nas seguintes atividades: assiduidade e pontualidade; participação em sala de aula e nos trabalhos de grupos; provas escritas; apresentação de seminário.A nota do semestre será o resultado da média de três provas que terão um peso de 60 %, multiplicado pelas média das atividades desenvolvidas e presença no laboratório que terão um peso de 15 % e os seminários um peso de 15 %. Participação e demais atividades terão um peso de 10 %. As condições de aprovação na disciplina são as previstas no Regimento da Universidade.






Datas das avaliações: 1ª Prova – 08/09/2010. 2ª Prova – 13/10/2010. 3ª Prova – 29/11/2010. EXAME – 08/12/2010




BIBLIOGRAFIA:

  1. Russel, J. B. Química Geral. 2 ed., São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1 e 2.

  2. Atkins, P e. Jones, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman. 2001.

  3. Brown, T.L; LeMay, H.E; Bursten, B. E. e Burdge, J.R. Química a ciência central. 9 ed., São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

  4. Mahan, B. M. Química: um curso universitário. São Paulo: E.Blücher, 1997.

  5. Kotz, J. C. Química e reações químicas. 3 ed., Rio de Janeiro: LTC, 1998.

  6. Brady, J. E. e Humiston, G. E. Química geral. 2. ed., Rio de Janeiro: LTC, 2002.

  7. GENTIL, Vicente. Corrosão. 5. ed., Rio de Janeiro: LTC, 2007.


Laboratório –previsão de práticas


Ref.

Turma

Data

Conteúdo

1

A

29/jul

Regras de Segurança/ Materiais de Laboratório

B

2

A

05/ago

Medidas e tratamento de dados

B

3

A

12/ago

Reações químicas

B

19/ago

4

A

26/ago

Cinética química

B

02/set

5

A

09/set

Termoquímica

B

16/set

6

A

23/set

Equilíbrio Químico

B

30/set

7

A

14/out

Reações de transferência de elétrons

B

21/out

8

A

28/out

Pilha de Daniell

B


Informações

- É obrigatório o uso de guarda-pó e calçado fechado (sapato ou tênis).

- A tolerância para entrar no laboratório é de 5 min. Portanto, às 7:35h a porta de entrada é fechada.

- Para as aulas prática 1, 2 e 8 cada turma terá uma hora/aula: a turma A 7:30-8:20h, e a turma B 8:20-9:10h (a tolerância para a entrada no laboratório é até 8:25h).



- Para as aulas práticas de 3 a 7 as turmas A e B terão duas horas/aula seguidas em dias alternados como está no planejamento.


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