UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA
CAMPUS BLUMENAU
PLANO DE ENSINO
SEMESTRE 2014/1
I. IDENTIFICAÇÃO DA DISCIPLINA:
CÓDIGO
NOME DA DISCIPLINA
BLU 6003
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
NO DE HORAS
AULA SEMANAIS
TOTAL DE HORAS
AULA SEMESTRAIS
04 HORAS-AULA
72 HORAS-AULA
HORÁRIO
Turma 01755 - bacharelado
II. PROFESSOR MINISTRANTE
Professores Silmar José Spinardi Franchi (3h semanais) e Bruno Campos Janegitz (1h semanal)
III. PRÉ-REQUISITO (S)
CÓDIGO
NOME DA DISCIPLINA
-
-
IV. CURSO (S) PARA O QUAL (IS) A DISCIPLINA É OFERECIDA
Engenharia Têxtil
V. EMENTA
Introdução ao estudo da Química. Estrutura atômica. Tabela e propriedades periódicas. Ligações químicas. Reações químicas e
estequiometria. Teoria ácido-base. Soluções. Compostos de Coordenação.
VI. OBJETIVOS
Conhecer os tópicos básicos apontados na ementa da disciplina, bem como os conceitos inerentes à Química Geral e
Inorgânica.
O aluno deverá ter a capacidade de reconhecer os principais modelos científicos, sua evolução até o modelo atualmente aceito,
e sua relação intrínseca com a tabela periódica. As propriedades periódicas obsevadas nos elementos também estão
relacionadas. Em um segundo momento, as discussões sobre ligação química (iônica, covalente) devem levar o aluno a
correlacionar os tipos de interação entre átomos e moléculas, as reações químicas e estequiometria. A seguir, os alunos terão
capacidade de compreender as reações ácido-base com base em diversas teorias aceitas na academia e a habilidade de
compreensão do preparo de soluções em meio aquoso. Ao final do curso, os alunos terão acesso aos compostos de
coordenação, às teorias aceitas para sua explicação, principais reações, tipos de ligantes e reatividade.
VII. CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
1 – Introdução ao estudo da Química: considerações sobre o conceito de modelo e método científico; Matéria e substância;
Propriedades da matéria; Unidades SI; Precisão e exatidão; algarismos significativos; Lei da conservação de massa; Número e
massa atômica; densidade.
2- Estrutura atômica: Teoria atômica e Evidências diretas e indiretas da existência dos elétrons; Configuração eletrônica e
números quânticos, Regras de Hund e Princípio de exclusão de Pauli, e regras de preenchimento (aufbau).
3 – Tabela e propriedades periódicas: Configurações eletrônicas e periodicidade química.
4 – Ligações químicas: Ligações Iônicas; Propriedades dos compostos iônicos; Ligações covalentes; Propriedades dos
compostos covalentes; Teoria de ligação de valência e hibridização.
5 – Reações químicas e Estequiometria: Balanceamento de equações químicas, mol, cálculos envolvendo equações químicas.
6 – Teoria ácido-base: Ácidos e bases de Bronsted-Lowry; reação de auto-ionização da água; equilíbrio ácido-base; escala de
pH; ácidos e bases fracas e fortes; relação de Ka e Kb; Ácidos e bases de Lewis, ácidos e bases de Pearson.
7 – Soluções: Propriedades especiais da água; A água como solvente; Misturas; Tipos de soluções e Unidades de concentração;
Solubilidade e Produto de Solubilidade; Íons em solução aquosa; Calores de solução e de hidratação; Propriedades coligativas.
8 – Compostos de coordenação: número de coordenação e geometria; tipos de ligantes; nomenclatura dos complexos de
coordenação; constante de equilíbrio da formação de complexos em solução; efeito quelato; Teoria de Ligação de Valência
aplicada a complexos; Teoria do Campo Cristalino.
VIII. METODOLOGIA DE ENSINO/DESENVOLVIMENTO DO PROGRAMA
O conteúdo programático será desenvolvido por meio de aulas teóricas usando lousa, projeção de imagens e gráficos
ilustrativos. A cada item desenvolvido os alunos serão convocados a resolver problemas e exercícios em sala de aula para
aplicação e fixação do conteúdo, além da entrega de listas de exercícios que comporão a nota de cada prova.
IX. METODOLOGIA DE AVALIAÇÃO
Serão realizadas três avaliações escritas cujas datas prováveis são:
Tipo de Avaliação*
1
2
3
Recuperação**
Conteúdo
1,2 e 3
4e5
6, 7 e 8
1,2, 3, 4, 5, 6, 7 e 8
Data provável
09/04/2014
16/05/2014
27/06/2014
09/07/2014
*As provas escritas terão a duração de duas horas/aula. A nota de cada prova será composta pela nota da avaliaçãox0,9
acrescido da média obtida em duas listas de exercíciox0,1. A nota final será: (média aritmética das três notas de
provax0,9+média de listas de exercíciosx0,1).
** Ficará em recuperação o aluno que tiver média final superior a 3,0 e inferior a 5,75. A nova nota final será então composta
pela soma da nota alcançada na prova de recuperaçãox0,5 e a média obtida durante semestrex0,5.
Em caso de falta em alguma prova, a mesma será realizada (mediante apresentação de atestado) no dia 02/07/14.
X. BIBLIOGRAFIA BÁSICA
1.
2.
KOTZ, John C. Química e geral e reações químicas, Vol. 1 e 2 / John C. Kotz, Paul M. Treichel, Gabriela C. Werner;
tradução técnica Flávio Maron Vichi; tradução Solange Aparecida Visconte. – São Paulo Cengage Learning, 2009.
RUSSELL, J. B. Química Geral, vol.1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1994.
XI. BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR
ATKINS, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2ª.edição.
Bookman, 2001.