PROVAS DE ACESSO AO ENSINO SUPERIOR PARA MAIORES DE 23 ANOS
PROGRAMA DA PROVA ESPECÍFICA FÍSICA/QUÍMICA
2012
Componente de Física
1. Mecânica da Partícula
1.1 Cinemática e dinâmica da partícula em movimento
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Referencial e vector posição
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Equações paramétricas do movimento
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Equação da trajectória
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Deslocamento, velocidade média e velocidade
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Aceleração média e aceleração
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Aceleração tangencial e aceleração normal; raio de curvatura
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Segunda lei de Newton (referencial fixo e referencial ligado à partícula)
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Movimento circular
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Trabalho
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Energia cinética. Teorema da energia cinética
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Energia potencial gravítica. Teorema da energia potencial
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Energia mecânica. Conservação da energia mecânica
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Lei da gravitação universal
1.2 Movimentos sob a acção de uma força resultante constante
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Condições iniciais do movimento e tipos de trajectória
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Equações paramétricas (em coordenadas cartesianas) de movimento sujeitos à
acção de uma força resultante constante com direcção diferente da velocidade
inicial
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Projecteis
1.3 Movimentos de corpos sujeitos a ligações
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Forças aplicadas e forças de ligação
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Forças de atrito; atrito estático e cinético entre sólidos
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Aplicações da segunda lei de Newton em corpos com ligações; considerações
energéticas
2. Ondas e Óptica
2.1 Ondas
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Comprimento de onda, frequência e periodo, velocidade de propagação
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Sinal Harmónico e Onda Harmónica
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Produção e propagação de um sinal sonoro. Espectro sonoro
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Conceito de índices de refracção
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Leis de Snell-Descartes
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Reflexão total, ângulo crítico
3. Campo Eléctrico
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Carga eléctrica e sua conservação
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Lei de Coulomb
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Linhas de campo eléctrico
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Condutores e isoladores
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Electrização por contacto e por influência
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Interacções entre cargas e Lei de Coulomb
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Semelhança das leis de Coulomb e da gravitação de Newton
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Campo eléctrico
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Condutor em equilíbrio electrostático
4. Campo Magnético
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Campo magnético e respectiva orientação
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Linhas de campo magnético
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Fluxo do campo magnético
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Indução electromagnética
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Força electromotriz induzida: lei de Faraday
5. Termodinâmica e Sistemas Termodinâmicos
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Calor, energia e temperatura
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Equilíbrio térmico e lei zero da termodinâmica
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Condução e convexão
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Condutividade térmica
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Transferência de energia sob a forma de calor, lei de Fourier
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Balanços energéticos, primeira lei da termodinânica
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Capacidade termica e variação da entalpia. Variação da energia com a
temperatura
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Segunda lei da termodinâmica, rendimento dos processos termodinânicos
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Lei de Stefan-Boltzmann, radiação do corpo negro
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.
Componente de Química
1. Das Estrelas ao Átomo
1.1. Átomo de hidrogénio e estrutura atómica
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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 electrónica de átomos de
elementos de Z ≤ 23
1.2. Tabela Periódica - organização dos elementos químicos
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Descrição da estrutura actual da Tabela Periódica
Breve história da Tabela Periódica
Posição dos elementos na Tabela Periódica e respectivas configurações electrónicas
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
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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)
fracção molar
2.2. Moléculas na troposfera - espécies maioritárias (N2, O2, H2O, CO2) e espécies vestigiais
(H2, CH4, NH3)
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Modelo covalente da ligação química
Parâmetros de ligação
 Energia de ligação
 Comprimento de ligação
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 Ângulo de ligação
Geometria molecular
3. Produção e controlo – a síntese industrial do amoníaco
3.1. O amoníaco como matéria-prima
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A reacção de síntese do amoníaco
Reacções químicas incompletas
Aspectos quantitativos das reacções químicas
Quantidade de substância
Rendimento de uma reacção química
Grau de pureza dos componentes de uma mistura reaccional
Amoníaco e compostos de amónio em materiais de uso comum
3.2. Síntese do amoníaco e balanço energético
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Síntese do amoníaco e sistema de ligações químicas
Variação de entalpia de reacção em sistemas isolados
3.3. Produção industrial do amoníaco
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Reversibilidade das reacções 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 reacção, Q
Relação entre K e Q e o sentido dominante da progressão da reacção
Relação entre K e a extensão da reacção
3.4. Controlo da produção industrial
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Factores que influenciam a evolução do sistema reaccional
A concentração, a pressão e a temperatura
A lei de Le Chatelier
Efeitos da temperatura e da concentração no equilíbrio de uma reacção
4 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra.
4.1-Água da chuva, água destilada e água pura
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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 água .”pura”.
A água destilada no dia a dia
Auto-ionização da água
Aplicação da constante de equilíbrio à reacção 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
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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
 Reacção ácido-base
 Pares conjugados ácido-base: orgânicos e inorgânicos
 Espécies químicas anfotéricas
 Aplicação da constante de equilíbrio às reacções 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 reacção de ácido-base
 Volumetria de ácido-base:
- Ponto de equivalência e ponto final
- Indicadores
 Dissociação de sais
 Ligação química
 Nomenclatura de sais
Bibliografia
1. C. Corrêa, A. Nunes, N. Almeida. Física e Química A. Química. 10º ano, Porto Editora, 2007.
2. T. S. Simões, M. A. Queirós, M. O. Simões. Química em Contexto - Física e Química A.
Química. 11º ano, Porto Editora, 2004.