UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
ICE - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
ÁREA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - MATERIAIS
II) PROGRAMA DA ÁREA DE CONHECIMENTO DO CONCURSO público de provas e títulos
para professor ADJUNTO de química geral e inorgânica
1. Gases:
1.1 Comportamento de um gás
1.2 Caracterização de um gás: volume, pressão e temperatura
1.3 Relação volume x pressão: lei de Boyle
1.4 Relação volume x temperatura: lei de Charles
1.5 A lei combinada dos gases
1.6 Relação volume x número de moles: princípio de Avogadro
1.7 A lei do gás ideal
1.8 Mistura de gases: lei das pressões parciais de Dalton
1.9 As leis da efusão e difusão de Graham
1.10 A teoria cinético-molecular dos gases
1.11 A equação do gás ideal de van der Waals
1.12 Cálculos estequiométricos com gases
2. Soluções:
2.1 Unidades de concentração
2.2 Solubilidade e temperatura: cristalização fracionada
2.3 Solubilidade e pressão: lei de Henry
2.4 Conceito de propriedade coligativa
2.5 Pressão de vapor de uma solução: Lei de Raoult
2.6 Destilação fracionada
2.7 Elevação do ponto de ebulição
2.8 Abaixamento do ponto de congelamento
2.9 Pressão osmótica
2.10 Grau de dissociação de eletrólitos
2.11 Reações em solução aquosa
2.12 Cálculos de estequiometria de solução
2.13 Colóides
3. Termodinâmica:
3.1 Calor e trabalho
3.2 Energia interna e entalpia
3.3 A primeira lei da termodinâmica
3.4 Termoquímica: determinação do calor de reação
3.5 A lei de Hess
3.6 Energia de ligação
3.7 Entropia e a segunda lei da termodinâmica
3.8 Função de Gibbs: relação com entalpia e entropia
3.9 A terceira lei da termodinâmica
3.10 Cálculo da função de Gibbs de uma reação
4. Cinética Química:
4.1 Velocidade de reação
4.2 A equação de velocidade
4.3 Ordem de reação: zero, primeira, segunda e outras
4.4 Tempo de meia-vida
4.5 Métodos gráficos
4.6 A teoria das colisões
4.7 Molecularidade das reações químicas
4.8 A equação de Arrhenius
4.9 Energia de ativação
4.10 A teoria do estado de transição
4.11 Mecanismos de reação
4.12 Catálise homogênea e heterogênea
5. Equilíbrio Químico
5.1 A Lei da Ação das Massas
5.2 A constante de equilíbrio
5.3 A relação entre Kp e Kc
5.4 O princípio de Le Chatelier
5.5 Equilíbrios químicos homogêneos e heterogêneos
5.6 Energia livre de Gibbs e equilíbrio químico
5.7 Cinética e equilíbrio
5.8 A Equação de Van’t Hoff
5.9 Cálculos de equilíbrio
6. Ácidos e bases:
6.1 O conceito de Arrhenius
6.2 O conceito de Bronsted-Lowry
6.3 O conceito de Lewis
6.4 A definição pelo sistema solvente
6.5 O conceito de Gutmann
6.6 A equação de Drago
6.7 Ácidos duros e moles
6.8 A força de um ácido ou de uma base
6.6 Calor de neutralização
7. Eletroquímica:
7.1 Reações espontâneas e não-espontâneas
7.2 Células galvânicas: diagrama, eletrodos e potencial
7.3 Potencial padrão de eletrodo
7.4 Tipos de eletrodos
7.5 Eletrodo padrão de hidrogênio
7.6 Tabela dos potenciais-padrão de redução
7.7 Células eletrolíticas
7.8 Eletrólise em solução aquosa
7.9 Outros tipos de eletrólise
7.10 As Leis de Faraday
7.11 Termodinâmica e eletroquímica
7.12 O efeito da concentração sobre o potencial da célula
7.13 A Equação de Nernst
7.14 Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio
7.15 A medição eletroquímica do pH: eletrodo de vidro
7.16 Células galvânicas comerciais
7.17 Aplicações dos processos eletrolíticos
8. Estequiometria:
8.1 Fórmulas empíricas e fórmulas moleculares
8.2 Composição percentual, análise elementar
8.3 Equações químicas
8.4 Balanceamento de equação
8.5 Cálculos estequiométricos
9. Teoria Atômica:
9.1 Natureza elétrica da matéria, experiências de eletrólise
9.2 Experimentos com tubos de descarga (Crookes)
9.3 O Modelo Atômico de Thomson
9.4 Experiência de Rutherford e o seu modelo atômico
9.5 O espectro eletromagnético
9.6 Experiência de Moseley. Definição de número atômico
9.7 Radiação do corpo negro e a Equação de Planck
9.8 Efeito Fotoelétrico e sua interpretação por Einstein
9.9 Postulados de Bohr e o seu modelo atômico
9.10 Equação de De Broglie e o caráter ondulatório do elétron
9.11 O princípio da incerteza de Heisenberg
9.12 A Equação de Onda de Schrödinger e o Modelo da Mecânica Quântica
9.13 Números quânticos e orbitais atômicos
9.14 Representação gráfica das funções radiais dos orbitais atômicos
9.15 O Princípio de Exclusão de Pauli e o spin eletrônico
9.16 A Regra de Hund e a configuração eletrônica dos elementos
10. Classificação Periódica:
10.1 Histórico
10.2 A Lei Periódica
10.3 As configurações eletrônicas e a Tabela Periódica Moderna
10.4 Carga nuclear efetiva e Regra de Slater
10.5 As propriedades periódicas (raio atômico, energia de ionização, afinidade
eletrônica)
10.6 As propriedades químicas e a periodicidade
10.7 As propriedades físicas e a periodicidade
11. Ligação Química:
11.1 Representação de Lewis e a regra do octeto
11.2 A ligação iônica e o ciclo de Born-Haber
11.3 Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
11.4 A Teoria da Ligação de Valência (Pauling)
11.5 Orbitais Híbridos
11.6 As escalas de eletronegatividade de Mulliken e Pauling
11.7 Momento dipolar e polaridade
11.8 A Teoria dos Orbitais Moleculares
11.9 Moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares
11.10 A ligação metálica
11.11 Interações inter-moleculares: ligação hidrogênio, forças de van der Waals,
forças de London
12. Química descritiva:
12.1 Elementos representativos
12.2 Elementos de transição e de transição interna
13. Química do estado sólido:
13.1 Células unitárias e redes de Bravais
13.2 O empacotamento compacto de esferas
13.3 Sistemas cristalinos e os diferentes tipos de sólidos
13.4 Energia da rede cristalina e o ciclo de Born-Haber
13.5 Razão dos raios iônicos e sua influência sobre a estabilidade dos sólidos
13.6 Teoria de bandas
14. Compostos de Coordenação e organometálicos:
14.1 Nomenclatura
14.2 Teorias de ligação: valência, campo cristalino e campo ligante
14.3 Espectros eletrônicos dos compostos de coordenação
14.4 Simetria
14.5 Propriedades magnéticas
14.6 Estereoquímica
14.7 A regra dos 18 elétrons aplicada aos compostos organometálicos
14.8 Mecanismos associativo e dissociativo
15. Química bio-inorgânica:
15.1 Transporte e armazenamento de oxigênio
15.2 Ligação entre oxigênio molecular e compostos modelo contendo ferro e cobalto.
15.3 Coenzima B12
15.4 Enzimas do Citocromo P-450
15.5 Carboxipeptidases
15.6 Fixação de nitrogênio
15.7 Equilíbrio sódio-potássio no sangue
Bibliografia recomendada
1- J. B RUSSEL, Química Geral, 2a. ed., Volumes 1 e 2, Traduzido, Makron Books
do Brasil Editora Ltda, 1994.
2- J. E. BRADY e G. E. HUMISTON, Química Geral, 2a. ed., Volumes 1 e 2,
Traduzido, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
3- O. A. OHLWEILER, Introdução à Química Geral, Editora Globo, 1967.
4- J. C. KOTZ e K. F. PURCEL, Chemistry & Chemical Reactivity, 2a. ed., Saunders
College Publishing, 1993.
5- J. E. BRADY, General Chemistry Principles & Structure, 5a. ed., John Wiley &
Sons, Inc., 1990.
6- D. F. SHRIVER & P. W. ATKINS, “Química Inorgânica”; Bookman, 3a ed., 2003.
7- J. E. HUHEEY, “Inorganic Chemistry: principles of structure and reactivity”; New
York, Harper & Row, 4a ed., 1993.
8- G. L. MIESSLER & D. A. TARR, “Inorganic Chemistry”; New Jersey, Prentice-Hall,
Inc, 1991.
9- F. A. COTTON & G. WILKINSON, “Advanced Inorganic Chemistry”; New York,
John Wiley & Sons, 1986.
10- N. N. GREENWOOD & A. EARNSHAW, “Chemistry of the Elements”; Oxford,
Butterworth Heineman, 2a ed., 1998.
11- J. W. MELLOR, “Mellor’s Modern Inorganic Chemistry”- revised by Parkes, G. D.,
M. A., D. Phil.; Oxford, Longmans, 1961.
12- S. J. LIPPARD & J. M. BERG, “Principles of bioinorganic chemistry”; California,
University Science Books, 1994.