Metais

Galera, a pedidos, tirei um tempo para escrever um pouquinho sobre os metais ; )

Ligação metálica

Em nossas primeiras aulas, vimos dois tipos de ligação interatômica (entre átomos). Uma era a iônica -que ocorre entre metais e ametais - e a outra era a covalente - que ocorre entre ametais, entre ametais e hidrogênio, ou entre hidrogênios. 

Mas tem uma parte da história que não contei a vocês! Existe também a ligação metálica, que ocorre entre metais. Na verdade, a ligação metálica é bem mais fácil de entender do que as outras ligações.

O ponto de partida para se entender a ligação metálica é lembrar da característica principal de átomos de metal: eles tem tendência a perder elétrons. Isto nos leva a concluir que, em uma ligação entre vários átomos de metais, todos os átomos tendem a perder elétrons!

E isto de fato é o que acontece!! Em uma ligação metálica, todos os átomos perdem seus elétrons, tornando-se cátions. Os elétrons então ficam livres, podendo se espalhar por toda a estrutura do metal. Isto é o que se costuma chamar mar de elétrons. Portanto, concluímos que um metal é um aglomerado de cátions envoltos por um mar de elétrons livres. 

Este modelo explica, por exemplo, o motivo de metais serem bons condutores de eletricidade: é tudo por causa dos elétrons livres, que podem se mover pelo metal, conduzindo corrente elétrica (lembre-se de que corrente elétrica pode ser vista como um movimento ordenado de elétrons).

Ligas Metálicas

Ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo incluir ainda ametais, mas sempre com predominância de elementos metálicos. 

As ligas metálicas são formadas pois muitas vezes as misturas de metais tem propriedades (resistência, maleabilidade, ductibilidade, etc.) superiores às dos metais isolados.

As ligas são produzidas, geralmente, por um aquecimento até que ocorra a fusão dos metais. No estado líquido, eles se misturam; o processo é terminado com um resfriamento controlado e consequente solidificação.

Você não encontrará as ligas na tabela periódica! Por exemplo, lá não tem o bronze nem o aço. Na tabela só são encontrados os elementos químicos! Lembre-se de que ligas metálicas são formadas por misturas de elementos.

Vejamos aqui alguns exemplos de ligas metálicas:

1) aço: esta é uma liga metálica formada de essencialmente ferro (elemento predominante) e carbono (até 2%, aproximadamente).  O carbono serve basicamente para aumentar a resistência do ferro. Quanto tem cromo e níquel em altas quantidades, passa a ser chamado de aço inoxidável, que como o próprio nome já diz, é bem resistente à oxidação.

2) bronze: esta liga é constituída basicamente de cobre (elemento predominante) e estanho (aproximadamente 10%). Este último tem como função aumentar a resistência mecânica do cobre, sem alterar sua ductibilidade. É uma liga de grande importância histórica, social e econômica.

                              

3) latão: esta é outra liga metálica bem conhecida, formada por cobre (~60%) e zinco (~30%). Ele tem baixa tendência à corrosão; elevada resistência à tração; é mais fácil de moldar do que o cobre ou zinco puro. Uma curiosidade: muitos materiais são feitos de latão (como instrumentos musicais de sopro, maçanetas, equipamentos médicos, etc) pois o cobre é bactericida, ou seja, ele tem a propriedade de eliminar bactérias.

Agora que você já sabe o que são as ligas metálicas, pode "jogar no Google" e pesquisar sobre alguma em particular sobre a qual você queira saber mais, seja por ter aparecido em alguma questão de vestibular ou por pura curiosidade científica!

Ótimos estudos a todos vocês!

Vamos fazer tudo valer a pena!

Galera!

Alguém acha que foi mal no simulado e está começando a desanimar?

Não vejo por quê. Na verdade, este é um motivo para esforçar mais.

Todos estão A UM MÊS DA PROVA MAIS IMPORTANTE DE SUA VIDA. Já pararam para pensar nisso? Por acaso já estão dedicando TODAS AS HORAS DISPONÍVEIS DO DIA para estudar? Já resolveram TODAS AS PROVAS ANTERIORES DO ENEM? Estão escrevendo PELO MENOS UMA REDAÇÃO POR DIA? Já PARARAM DE ENTRAR NO FACEBOOK o tempo inteiro? Já PARARAM DE SAIR todo final de semana? Já adotaram, afinal, uma postura de vestibulando?

Vamos lá, gente! Lembrem-se do ano que passamos. Todo sábado em sala de aula, de oito às cinco, tentando absorver conhecimento. FAÇAM TUDO ISSO VALER A PENA! Vocês tem UM MÊS. Parece pouco, mas não é. Se utilizado da maneira correta, este tempo pode ser o diferencial entre o sucesso e o fracasso.

Para quem ficou motivado, mas não sabe o que fazer, INSTRUÇÕES:

1) RESOLVER TODAS AS PROVAS ANTERIORES

Um mês. Não pensem que vão conseguir aprender todo o conteúdo programático da prova neste período. E esta, de fato, não é a estratégia mais eficiente a ser seguida.

Ao invés do conhecimento, que tal focarmos na HABILIDADE? Lembrem-se: para se dar bem em um concurso, não basta ser bom conteudista; muitas vezes é mais importante SABER FAZER A PROVA.

Por isso indico a resolução de provas antigas: com elas vocês se familiarizam com o formato, estilo e tamanho do exame; passam a ter clara ideia dos tópicos que mais são cobrados; aumentam a velocidade de leitura e a resistência ao cansaço; e todos estes fatores, sem dúvida, contribuem para um significativo aumento no desempenho.

Eu não falo estas coisas porque ouvi por aí e achei bacana: também passei por isso. Na minha época de vestibulando, fiz todos os exames anteriores disponíveis de todos os vestibulares da época. E acreditem, foi o que mais me ajudou a ser aprovado.

Resolvam todas as provas desde que foi implantado o NOVO ENEM (2009), inclusive as aplicadas em presídios e a que vazou. Esta é sem dúvida a melhor maneira de se preparar.

Obs: não sejam a Geração Informação que só sabe entrar no Facebook para jogar jogos sobre vacas e postar tirinhas inúteis falando que se fulano não fez isso, fulano não teve infância. Aproveitem tudo que a internet tem a passar! Como o ENEM é uma prova de nível nacional, há espalhados em sites de pré-vestibulares de todo o país GABARITOS COMENTADOS, muitas vezes de excelente qualidade, explicando de maneira detalhada como se resolvem as questões. Após refazer uma prova inteira, procure algum destes gabaritos e tente entender o que errou.

2) TREINAR REDAÇÃO

Não é preciso ser professor de redação para saber que esta é uma das partes mais importantes da prova. Dediquem-se e treinem bastante. Uma dica para manter a disciplina e regularidade, no caso de quem tem tempo, é fazer uma redação por dia. 

No momento da prova, como diz o Aerton, NÃO DEIXEM A REDAÇÃO PARA O FINAL. Muita gente não conseguiu terminar de passar a redação para o cartão-resposta no simulado. Lembrem-se de que uma redação não terminada é muito pior do que duas ou três questões múltipla escolha chutadas.

3) FOCO E FÉ

Não achem que o tempo é curto. Dá para fazer tudo o que recomendei e ainda sobra. Não caiam na armadilha do desânimo. Ele vai dizer pra vocês: "não adianta..." "não vou conseguir..." "é muita coisa..." "é pouco tempo..." 

É mentira! Agora justamente é a hora de dar o gás! Acreditem que vocês podem conseguir! Se direcionarem TODO O TEMPO DE VOCÊS DE MANEIRA EFICIENTE, ou seja, se fizerem o que recomendei, tenham certeza de que a probabilidade de aprovação é muito mais alta! Vamos sacrificar este mês para ganhar uma vida inteira! 

É ISSO AÍ! VAMOS PASSAR NESSA BUDEGA, PESSOAL!!!

Gabarito da UERJ - Química

Pessoal,

Segue um gabarito comentado do primeiro exame da UERJ. Ele pode ser útil no estudo para o segundo exame, e mesmo para a prova discursiva ; )

Clique aqui.

Bons estudos!!

Gabarito da UERJ - Matemática

Galerinha,
vou preparar um gabarito comentado com as questões de Matemática. Seguem-se as primeiras: Questão 22 e Questão 30. Em breve, postarei o restante. Clique aqui para ver o gabarito!
beijos,

Estequiometria em Reações Químicas

Hoje vamos a algumas dicas rápidas para como resolver questões de estequiometria com reações químicas.

Tomemos por exemplo a reação:

2H₂ + O2 →2H2O

Lemos esta equação da seguinte maneira: 2 moléculas de gás hidrogênio (H₂) reagem com 1 molécula de gás oxigênio (O2), formando 2 moléculas de água (H2O).

Mas como o número de moléculas é diretamente proporcional ao número de mols (1 mol = 6,02 X 10²³ moléculas), também poderíamos dizer: 2 mols de gás hidrogênio (H₂) reagem com 1 mol de gás oxigênio (O2), formando 2 mols de água (H2O)! E de fato, esta é a maneira mais usual de se pronunciar.

Se lhe for perguntado quantos mols de H2O se formam a partir de 8 mols de O2, o que fazer? 

Ex1) Quantos mols de H2O se formam a partir de 8 mols de oxigênio?

Temos de montar uma regra de três!

Esta regra de três tem a seguinte estrutura: na primeira linha, coloca-se a relação entre os mols que visualizamos diretamente na reação química. No nosso exemplo, a pergunta cita O2 e H2O, correto? Então temos de escrever a relação entre os mols que há entre oxigênio e H2O. Fica: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

Na segunda linha, escrevemos a pergunta do problema. Leia lá novamente. Ele quer saber quantos mols de H2O formam-se a partir de 8 mols de O2. Portanto, escrevemos:

8 mols de O2 ----- x mols de H2O

Leia-se: 8 mols de O2 formam quantos mols de H2O?

Juntando as duas linhas, a regra de três completa fica:

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O                               ---> relação que vem diretamente da reação!

8 mols de O2 ----- x mols de H2O                               ---> pergunta do problema!

Leia-se: se 1 mol de O2 reage formando 2 mols de H2O, 8 mols de O2 reagem formando quantos mols de H2O?

Resolvendo, descobriríamos 16 mols de H2O.

A moral da história aqui é: na primeira linha da regra de três, sempre temos de colocar a informação proveniente da reação. Na linha de baixo, colocamos a pergunta do problema.

A coisa começa a ficar mais interessante com perguntas do tipo: qual a massa de H2O formada a partir de 64 g de oxigênio?

Ex2) Qual a massa de H2O formada a partir de 64 g de oxigênio?

Aqui entramos num dilema. Sabemos a relação entre os mols, vista diretamente na reação: 1 mol de O2 forma 2 mols de H2O. Mas a pergunta do problema está em massa! Não em mols! 

A estratégia a seguir será:

1. escrevo a relação em mols, visualizada diretamente na reação;
2. na linha de baixo, transformo esta relação para massa;
3. escrevo a pergunta do problema em massa;
4. ignorando a primeira linha, resolvo a regra de três.

Neste caso, a primeira linha seria, como no exemplo anterior:

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

Depois, na linha de baixo, passo esta informação para massa, conforme os métodos do texto anterior (http://pvs-npo.blogspot.com.br/2012/06/relacao-entre-massa-e-mol.html). Ficamos com: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O

16 g de O2 -------- 2 * 18 g de H2O              --> relação acima transformada para massa!

E na terceira e última linha, escrevo a pergunta do problema:

64 g de O2 -------- y g de H2O

Montando tudo, ficaríamos com: 

1 mol de O2 ------ 2 mols de H2O                   ---> relação em mol!

16 g de O2 -------- 2 * 18 g de H2O               ---> informação de cima (mol) transformada para massa!

64 g de O2 -------- y g de H2O                       ---> escrevo a pergunta do problema, em massa!

Ignorando a primeira linha (em mol, já transformada para massa), resolvemos e obtemos 144 g de H2O.

Então o segredo é este, galera! Se a pergunta estiver em termos de massa (99% das questões são assim) sempre escrevam a relação em mol (que está na reação) e a transformem para massa na hora de montar a regra de três.

Boa prova a todos e até mais.

Relação entre Massa e Mol

O presente texto se destina a tratar de um assunto que provavelmente vai cair na UERJ e CEDERJ. Estequiometria!

O próprio nome do assunto já assusta, não é verdade? De fato, é um assunto complicado. Mas vamos ver que não existe tanto motivo para drama depois que entendemos os conceitos e os treinamos com exercícios. 

Nosso primeiro passo é entender o que de fato é o mol. O mol é uma quantidade. Simples. Nada mais que isso. Por exemplo: o que é uma dúzia? 12. Mas 12 o quê? Qualquer coisa! Ovos, bananas, formigas. Uma dezena? 10. Uma centena? 100. Um milhar? 1000. Um mol? 602000000000000000000000.

É um número grande, como pode-se notar. Ele poderia ser usado para medir qualquer coisa (ovos, bananas, formigas!), mas o que se mede em mols são coisas muito pequenas, tais como átomos e moléculas. Se fôssemos medir, por exemplo, o número de átomos contidos em 72 g de água, acharíamos 8000000000000000000000000000 átomos. Aposto que você não sabe nem ao menos pronunciar este número. Mas esta mesma quantidade são simples 4 mols. Mais conveniente expressar desta maneira, não acha?

Outra coisa: como é um número muito grande, o mol é sempre escrito em notação científica. Desta maneira, temos que 1 mol =  6,02 X 10²³.

Pare, releia, e veja se entendeu.

Agora, o pulo do gato: lembre-se de que 'massa' também é uma medida de quantidade (de matéria). Portanto, podemos converter de mol para massa, e vice-versa. Por exemplo, em 1 mol de água, temos 18 g. Em 1 mol de ácido sulfúrico, temos 98 g. Em 16 g de hélio, temos 8 mols. Em 684 g de sacarose, temos 2 mols.

Mas como fazer esta conversão? Melhorando a pergunta: qual a relação entre a massa e o mol? 

Está na tabela periódica! Pegue a sua. Procure, na legenda dela, a massa atômica. Achou? Então: esta massa atômica é também chamada massa molar, e seu significado é o seguinte: é a massa, em gramas,  que está contida em 1 mol (6,02X10²³ átomos) de dado elemento.

Por exemplo, cate a massa molar do oxigênio. É 16, correto? O que isto significa? Que em 1 mol de oxigênio (ou seja, 6,02 X 10²³ átomos de oxigênio), temos 16 gramas. Simples! Faça isto para outros elementos. Quantas gramas temos em 1 mol de cloro? 35,5 g!! Porque a massa molar do cloro é 35,5.

A unidade de massa molar é g/mol. Dizemos que a massa molar do oxigênio é 16 g/mol. A massa molar do cloro é 35,5 g/mol.

É muito fácil perder o significado das coisas conforme avançamos nos estudos. Isto não pode acontecer. Enquanto estiver aprendendo este assunto, não esqueça nunca o que significa a massa molar: é a massa, em gramas, que está contida em 1 mol (6,02X10²³ átomos) de dado elemento.

O mesmo vale para as substâncias (união de elementos). Para encontrarmos a massa molar de uma substância, basta somarmos as massas molares dos átomos que a compõem. No caso da água, por exemplo: são dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Daí, sua massa molar será duas vezes a massa molar do hidrogênio (1X2) mais uma vez a do oxigênio (16). No total, 18 g/mol (lembra-se de que eu disse lá em cima que em 1 mol de água temos 18 g?)

A massa molar da sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁, esta molécula adora cair no vestibular) é 12 vezes a massa molar do carbono (12X12=144), mais 22 vezes a do oxigênio (22X1=22) mais 11 vezes a do oxigênio (11X16=176). Ao total temos 342 g/mol.

Para aplicar tudo isto na prática, podemos usar a boa e velha regra de três, sempre útil. Caso não tenha intimidade com ela, use fórmulas. Por exemplo, para converter de massa para mol, ou vice-versa, use a fórmula n=m/MM, onde n é o número de mols, m é a massa em gramas, e MM é a massa molar, em g/mol. 

Tendo isto em mente, fica bem mais fácil entender e resolver questões mais complicadas de estequiometria, que envolvam soluções e reações químicas. Procurem exercícios resolvidos (nos sites de vestibular das universidades sempre tem) sobre este assunto e vejam se vocês compreendem melhor agora. 

Amanhã vou postar uma breve explicação de como se utilizam estes conceitos para resolver questões de estequiometria em reações químicas. Até!

Rio +20.2

Mais um texto legal para ser lido. Relacionado com o que falamos na última aula.

http://oglobo.globo.com/ciencia/niveis-de-co2-na-atmosfera-batem-recorde-no-artico-5144698

Rio +20

Olá, meus queridos.

Para aqueles que estão fazendo aquelas revisões de última hora e para aqueles que estão em ritmo acelerado, mando para vocês um link de um artigo que acabei de ler. É sobre a importância dos oceanos no momento em que nos encontramos, seja na diversidade de espécies que guardam (conhecidas ou não), seja na produção de oxigênio realizada pelas algas (micro e macroscópicas) ou seja pela sua acidificação. Vale a pena ler.

http://oglobo.globo.com/ciencia/pulmao-do-mundo-oceanos-sao-maior-desafio-ambiental-5122196

=D

Vídeo sobre Efeito Estufa

Olá para todos.

Como eu prometi na aula do último sábado, estou disponibilizando o link original do vídeo que passei em aula para vocês. Na apostila, abaixo da figura do planeta Terra (capítulo 10) há o link digitado.

Para aqueles que ficarem curiosos, há outros vídeos bem legais no site.

http://videoseducacionais.cptec.inpe.br/swf/mud_clima/02_o_efeito_estufa/02_o_efeito_estufa.shtml


=D

Daianne.

Queridos alunos,
como prometido na Orientação Acadêmica, temos aqui uma listinha de passo a passo para a isenção na segunda fase da UERJ: Clique Aqui!

Lembrem-se de que é importante oferecer TODOS os documentos exigidos para a comprovação da necessidade de isenção e, além disso, como falamos em sala, a UERJ é muito exigente na análise da documentação. Assim sendo, por favor, não deixem de entregar tudo e não deixem de caprichar na hora das cópias de documentos e apresentação dos mesmos.

abraços,
 

Relações Ecológicas - uma forma fácil de entender

Como prometido, estou disponibilizando as figuras que usei na discussão sobre os tipos de Relações Ecológicas (cap 9). Junto a cada figura há uma pequena explicação.

Bom estudo!

•  Relações Desarmônicas: nessas relações, observamos que há benefícios para indivíduos de uma espécie e prejuízo para indivíduos de outra.

- Predação: realizada por animais carnívoros, que se alimentam de outros. Animais onívoros também exercem relações de predação com outros animais, embora também consumam plantas ou partes delas. Um exemplo? Nós! :(

- Herbivoria: nesse caso, os animais se alimentam de plantas ou parte delas. Aqui, o animal obtém benefícios (alimento) e a planta é prejudicada, uma vez que perde uma parte de si ou é consumida por inteiro. Também podemos considerar o ser humano.

- Competição: devemos nos lembrar de que há competição intraespecífica e interespecífica. Quando falamos de competição intraespecífica estamos nos relacionando à competição entre indivíduos da mesma espécie e quando falamos de competição interespecífica estamos nos relacionando à competição de indivíduos de espécies diferentes. Não se esqueçam: a competição intraespecífica pode limitar o crescimento de uma população de uma espécie, sendo portanto, parte da resistência do meio (Capacidade suporte... lembram-se de algo?). Um exemplo desse tipo de competição: coelhos da mesma população e a busca por alimentos na região. A figura abaixo é exemplo de competição interespecífica.

- Parasitismo: nessa relação, uma planta ou animal se beneficia de seus hospedeiros, que são prejudicados pela relação entre ambos. Cipó-chumbo e ervas-de-passarinho são exemplos de plantas ditas "parasitas".

A figura abaixo representa uma relação de parasitismo entre animais.

• Relações harmônicas: são relações de indivíduos de uma mesma espécie ou de espécies diferentes que trazem benefícios para pelo menos um dos indivíduo envolvidos. Não pode haver prejuízo para nenhum indivíduo nessas relações!

- Sociedade: é o caso das sociedades dos cupins, abelhas e formigas. Encontramos indivíduos com funções especializadas que cooperam no sentido de se alcançar "um bem de todos". Aqui, apenas alguns desses indivíduos se reproduzem (rainhas e machos). Na sociedade, os indivíduos estão anatomicamente separados uns dos outros. Uma forma semelhante de associação entre indivíduos da mesma espécie é na forma de Colônias. Aqui, eles estão fisicamente unidos. Um exemplo: corais.

                                                              Exemplo de Sociedade

              Exemplo de colônia: coral (um exemplar de coral conhecido como "Coral-Cérebro)

- Protocooperação (ou apenas cooperação): relação em que ambos indivíduos envolvidos se beneficiam. Aqui, eles são capazes de viver isolados, mas juntos, as chances de sobrevivência e reprodução são maiores. O caso do caranguejo conhecido como Paguro (ou bernardo-eremita ou caranguejo-eremitão ou casa-alugada) e as anêmonas que coloca propositalmente sobre suas conchas é o mais conhecido. Outro exemplo é observado entre os crocodilos e as aves-palito. Nesse caso, essas aves se alimentam das sanguessugas e restos de alimentos localizados entre os dentes dos crocodilos.

Paguro e sua "cabeleira" de anêmonas

                                                                Crocodilo e ave-palito

- Inquilinismo: aqui, um indivíduo de uma espécie é beneficiado e o indivíduo de outra não é afetado. No exemplo abaixo, vemos peixes-palhaços, os "inquilinos" de uma anêmona. 

Entre as plantas, o inquilinismo ganha um nome específico, o "Epifitismo", onde encontramos uma planta (a epífita) que usa outra planta como  apoio para buscar luz em pontos mais altos da mata. Um exemplo de epifitismo é observado nas bromélias e orquídeas.

- Comensalismo: outra relação em que um indivíduo se beneficia e outro não sofre prejuízos. Aqui, no entanto, a relação é focada na busca por fontes de alimentos; a anterior, na busca de abrigo e apoio, suporte. O exemplo abaixo é de um tubarão e uma rêmora, peixe que nada sob o tubarão se alimentando dos restos da alimentação daquele.

- Mutualismo: nesse caso, os dois indivíduos se beneficiam. A associação aqui presente é importante ao ponto de que as espécies que exibem esse tipo de relação não podem ser separadas, pois uma não vive sem a outra. É observado entre bactérias e protozoários produtores de celulase (enzima que digere a celulose presente nas plantas) e o tubo digestivo de cupins e herbívoros ruminantes (carneiros, cabras, veados e antílopes) ou não ruminantes (cavalos). Também é observada nos líquens (associação específica de certas espécies de fungos e algumas espécies de algas unicelulares ou cianobactérias).

Prestem atenção: quando estudando inquilinismo e o comensalismo, será possível encontrar em alguns lugares a sugestão de que inquilinismo é uma forma especializada de comensalismo, uma vez que nos dois casos um indivíduo tem benefício e o outro não sofre nada..

Outra coisa muito importante: alguns autores acham que a relação entre peixe-palhaço e anêmonas é um tipo de protocooperação. Aqui, considera-se que o peixe-palhaço encontra nas anêmonas abrigo e ambiente para colocação de ovos protegido de predadores. O peixe-palhaço, em retribuição, removeria sujeiras e parasitas da anêmona, além de seus restos alimentares servirem de alimento para esta. 

A Engenharia Química

Olá, galera!

Neste texto vou tentar esclarecer o grande mistério que há em torno da engenharia química. O que realmente se aprende? Com o que se trabalha depois de formado? Qual a diferença para o curso de química? 

Vamos começar definindo esta diferença. O curso de química estuda a estrutura, propriedades e transformações da matéria. A engenharia química tem como objetivo principal utilizar estes conhecimentos para obter produtos de interesse econômico e social industrialmente. 

Por isso, o engenheiro químico tem de, além de saber considerável quantidade de química, ter um conhecimento sólido em várias outras áreas. Precisa saber como funciona uma indústria, desde sua construção até a lógica econômica por trás de sua existência. Como transpor uma reação que um químico desenvolveu em laboratório (utilizando quantidades mínimas) para a escala industrial, onde são produzidas toneladas do produto desejado? Isto é complicado! E missão do engenheiro químico.

Mas não é só isso. Um engenheiro químico na verdade pode fazer muita coisa. Para uma melhor contextualização, vou explicar a estrutura do curso na UFRJ. E aí a compreensão fica mais fácil.

Nos quatro primeiros períodos (o ciclo básico) estudamos principalmente matérias de química, física e matemática. Ao total, são 17 disciplinas de química (dentre elas 5 em laboratório), 4 de física (2 em laboratório) e 7 de matemática. Destacam-se a Bioquímica, Química Orgânica, Termodinâmica Clássica, Química Quântica, Fenômenos de Superfície, Eletroquímica, Equilíbrio de Fases, Química Analítica, Cálculo Diferencial e Integral, Estatística, Álgebra Linear, Eletromagnetismo, etc.

                                        

Após estes dois anos, entramos no ciclo profissional, onde usa-se os conhecimentos adquiridos até aqui para de fato estudar a engenharia química. A situação se inverte. Enquanto no ciclo básico se estuda muita química, no ciclo profissional estuda-se as matérias de engenharia, que requerem um uso maior de física e matemática. Neste ponto talvez seja útil dar exemplos de algumas disciplinas importantes:

1) Mecânica dos Fluidos: estuda os efeitos das forças em fluidos (gases e líquidos). É uma disciplina muito importante e interessante, pois desta maneira podemos descrever o comportamento dos fluidos em várias situações nas quais talvez nos deparemos um dia. Por exemplo, é a mecânica dos fluidos que explica por que um avião voa. Em aplicações específicas da engenharia química, pode ser importante determinar qual a potência da bomba que teremos de utilizar para transportar petróleo através de um oleoduto; como se comporta a viscosidade de uma bebida produzida industrialmente; entre muitas outras situações de relevância.

2) Operações Unitárias I: descreve os sistemas particulados, ou seja, aqueles em que há partículas sólidas. Também aprendemos a projetar, analisar e operar equipamentos industriais que utilizam tais sistemas. 

3) Modelagem e Dinâmica de Processos: aprendemos a representar matematicamente, através de modelos, os fenômenos físico-químicos que ocorrem nas indústrias e equipamentos (chamados processos), e prever qual o comportamento destes com o passar do tempo.

4) Controle e Instrumentação de Processos: na disciplina anterior, aprendemos como os processos comportam-se com o passar do tempo. Nesta disciplina, utilizamos estes conhecimentos para projetar malhas de controle que fazem com que os processos se comportem da maneira que queremos! Aprendemos também sobre os instrumentos industriais necessários para cumprir esta tarefa, tais como válvulas, medidores, controladores, etc.

5) Microbiologia Industrial: estudamos os micro-organismos  já que eles tem uma grande importância em diversos processos que acontecem nas indústrias (os bioprocessos). Aqui aprendemos como se fabrica a cerveja, o vinho, antibióticos, etc. Uma parte da disciplina é em laboratório, onde manipulamos os micro-organismos.

6) Segurança de Processos e Prevenção de Perdas: aqui estudamos o que pode dar errado na operação de um processo químico industrial e como fazer para prevenir estes acidentes. Vemos detalhes sobre incêndios, explosões, toxicologia, higiene industrial, gerenciamento de risco, etc.

7) Administração e Organização Industrial: qualquer bom engenheiro que se preze precisa saber administrar uma empresa ou indústria.

8) Ciências Sociais e Economia: não é só de contas que vive um engenheiro! Aqui estudamos um pouquinho de história e economia.

Há ainda muitas outras disciplinas interessantes, como Planejamento e Avaliação de Projetos, Transferência de Calor, Termodinâmica e Máquinas Térmicas, Gestão Tecnológica e Propriedade Industrial, Metodologia Científica, Engenharia do Meio Ambiente, Empreendedorismo, Desenho Técnico, Modelagem e Simulação Molecular, Processos Orgânicos, Ciência dos Materiais, Engenharia Bioquímica, Computação Científica, etc, etc.

                                 

O que mais gosto no curso é o amplo horizonte que ele nos proporciona. Pode-se fazer muita coisa sendo um engenheiro químico. Além de trabalhar na própria indústria criando, controlando e aprimorando os processos, pode-se, por exemplo, especializar-se na parte da química (o que em si já é muito amplo) e trabalhar no laboratório. Pode-se também focar na área de simulação, onde tiramos proveito de programas computacionais (ou criamos os nossos próprios) para simular, prever, estudar e controlar os processos. Há a parte do projeto e avaliação de equipamentos para as indústrias. Também a bioquímica, onde podemos nos especializar nas partes de genética, microbiologia, etc... Quem gosta de cálculos e programação pode se especializar na parte de cálculo de propriedades termodinâmicas para os compostos químicos. Quem gosta de estudar moléculas pode se voltar para a parte de modelagem molecular, onde utilizamos o computador para prever a estrutura de uma substância desconhecida, ou como ela se comporta quando misturada com outras. Há uma grande demanda na área de refino do petróleo (processo que transforma o petróleo em itens úteis, como gasolina e plásticos). Como pode-se notar, é um mundo. Um horizonte considerado por vários mais amplo do que de um engenheiro civil ou mecânico, por exemplo!

                                             

Muitos podem dizer que o curso é demasiado difícil. De fato, muitas disciplinas requerem dedicação, mas é como tudo na vida: quanto gostamos de algo e temos um objetivo em mente, tudo se torna prazeroso e satisfatório. E não escute aqueles que dizem que os futuros engenheiros só fazem estudar e não tem vida social. Isto não é verdade.

Espero ter esclarecido a visão daqueles que estavam pensando em prestar vestibular para a área mas tinham aquele receio natural de estar pisando em terreno desconhecido. Qualquer dúvida é só me contatar. Até!!

Orientações para o Vestibular CEDERJ

Prezados,

A tensão que antecede o vestibular é muito comum aos candidatos, e pode atrapalhar o desempenho nas provas de acesso à universidade. Nesse sentido, conhecer o modelo de cada prova pode contribuir para aumentar a segurança e permitir que se preocupem somente em realizar um bom vestibular.

Essa semana, falaremos um pouco sobre o modelo de prova do CEDERJ, que levanta muitas dúvidas com relação à sua estrutura e que já custou a reprovação de muitos candidatos que não entenderam sua organização.

I – Sobre a aplicação da prova:

O vestibular CEDERJ acontece, tradicionalmente, duas vezes por ano. Logo, você pode fazer a prova em junho para começar a estudar no fim de julho ou em dezembro para começar no ano seguinte. A prova de ingresso é realizada em fase única e é aplicada em um só dia.

No próximo dia 16 de junho, será aplicado o vestibular para ingresso no segundo semestre de 2012, ou seja, quem for aprovado começará a estudar já em julho. Neste dia, você terá cinco horas (das 09 às 14 horas) para resolver as 40 questões de múltipla escolha compostas por quatro alternativas, a proposta de redação e cinco questões discursivas, lembrando sempre do tempo que deve ser reservado à marcação do cartão- resposta.

II – Estrutura da prova:

Agora que já falamos sobre os aspectos gerais da prova, veremos como ela está organizada. Você receberá do fiscal um único caderno contendo:

PROVA OBJETIVA: A prova objetiva é composta por cinco questões de múltipla escolha de cada disciplina: Língua Portuguesa e Literatura Brasileira, Biologia, Física, Geografia, História, Matemática, Química e Língua Estrangeira. Vale lembrar que não se deve fazer as duas provas de língua estrangeira, apenas inglês ou espanhol, conforme a escolha do candidato no momento da inscrição.

REDAÇÃO: O CEDERJ geralmente trabalha com a estrutura dissertativo- argumentativa, ou seja: o aluno deve discorrer sobre um tema, buscando persuadir o leitor acerca do ponto de vista do autor sobre o assunto tratado. É o que todos os alunos vêm estudando tanto nas aulas de Português quanto nas aulas de Redação do PVS até agora. Veja exemplos de propostas de redação em seu caderno de provas (CEDERJ 2012 e 2011) e no anexo I da apostila de Redação (módulo I). Aproveite para tirar eventuais dúvidas sobre o que é pedido consultando a tutoria a distância.

PROVA DISCURSIVA: Em outros vestibulares, como o da UERJ, por exemplo, normalmente as provas discursivas são aplicadas como segunda fase, com as questões divididas por disciplinas, e o candidato faz somente aquelas que são suas específicas, de acordo com o curso escolhido. O modelo do vestibular CEDERJ é um pouco diferente, o que costuma provocar confusão no candidato na hora da prova.

E quais são essas diferenças?

Primeiramente, a prova discursiva é realizada no mesmo dia da prova de múltipla escolha e redação. Após resolver as questões objetivas e a redação (comum a todos os candidatos), você encontrará as questões discursivas, na sequência do mesmo caderno de provas, que estarão divididas pelos cursos oferecidos pelo CEDERJ. O candidato deverá resolver somente as questões referentes ao curso escolhido no ato da inscrição. Por exemplo, se eu me inscrevi para Administração ou Administração Pública, farei somente as cinco questões referentes a estes cursos, como destacado em vermelho:

                                      

O mesmo vale para quem se inscreveu para todos os outros cursos. Abaixo, mais um exemplo. Agora para o curso de Ciências Biológicas:

                                        

III – Sobre as Específicas

Passadas as dúvidas com relação à estrutura da prova, pode surgir mais um questionamento: Mas se as discursivas são divididas por cursos, quais serão as matérias cobradas na minha prova? Observe na tabela a seguir as disciplinas cobradas de acordo com o curso para o qual você se inscreveu:

CURSOS ESPECÍFICAS

Tecnologia em Sistemas de Computação - Física e Matemática

Administração ou Administração Pública - História e Matemática

Licenciatura em Ciências Biológicas - Biologia

Licenciatura em Física - Física e Matemática

Licenciatura em História - História e Português/Literatura Brasileira

Licenciatura em Química - Química

Licenciatura em Matemática - Matemática

Licenciatura em Letras - Português/Literatura Brasileira

Licenciatura em Pedagogia - Português

Licenciatura em Turismo ou Tecnologia em Turismo - História e Geografia

IV – Tempo de Prova

Sabendo que a prova terá 5 horas de duração, você pode considerar a seguinte distribuição de tempo:

1h40min - Questões objetivas

1h30min - Redação

1h30min - Questões discursivas

20min - Marcação do cartão objetivo

Essa previsão conta que você faça um pequeno rascunho da redação e das discursivas, mas já responda à caneta no caderno de respostas. Se deixar para passar tudo à caneta depois de pronto à lápis, não conseguirá terminar a prova a tempo.

V- Da pontuação:

A pontuação do vestibular CEDERJ também difere dos vestibulares tradicionais, e pode parecer um pouco confusa quando você for conferir sua nota final. Em cada etapa da prova (objetiva, redação e discursiva), o candidato pode atingir o máximo de 100 pontos. A nota final será a média das notas atingidas nessas três etapas, podendo chegar, portanto, aos 100 pontos. Por exemplo, se o candidato atingir 60 pontos na prova objetiva, 75 pontos na redação e 70 pontos na prova discursiva, sua pontuação final pode ser verificada assim: (80 + 75 + 70) / 3 = 75 pontos.

Será eliminado do concurso o candidato que tirar nota zero na prova de múltipla escolha, redação ou prova discursiva. Então, faça a prova com muita atenção!

Não se esqueça! Leia o edital, leve o caderno de provas ao polo nesse sábado (26/05) e converse com seu orientador acadêmico. Apesar de faltar menos de um mês para o vestibular CEDERJ 2012.2, ainda há tempo para tirar dúvidas, identificar suas maiores dificuldades e treinar o tempo de prova, como já tratamos nas orientações passadas. Bons estudos!

Texto enviado pela Direção do PVS

O Mundo do Muito Pequeno - Segunda Parte - Química Quântica

"Na primeira metade do século XX, nossa compreensão do Universo foi virada de pernas para o ar. As antigas teorias clássicas da física foram substituídas por uma nova maneira de olhar o mundo — a mecânica quântica. Esta estava em desacordo, sob vários aspectos, com as idéias da antiga mecânica newtoniana; na verdade, sob vários aspectos, estava em desacordo com nosso senso comum. Entretanto, a coisa mais estranha sobre essas teorias é seu extraordinário sucesso em prever o comportamento observado dos sistemas físicos. Por mais absurda que a mecânica quântica possa nos parecer, esse parece ser o caminho que a Natureza escolheu — logo, temos que nos conformar. " - Robert Gilmore

Bom, pessoal, no texto anterior eu expliquei o que é a mecânica quântica. Mas agora vamos afinal ao que interessa (pelo menos pra mim): sua aplicação à química! Para uma melhor compreensão, recomendo que tenha o primeiro texto fresco na cabeça.

Nas nossas primeiras aulas, discutimos os modelos atômicos, representações que diversos cientistas formularam para tentar descrever o átomo, unidade fundamental da matéria. Primeiro veio Dalton, com suas bolinhas de gude; mais ou menos cem anos depois, Thomson com o pudim de passas. Rutherford deu um passo importante descobrindo descobrindo que os elétrons negativos e leves giram ao redor de um núcleo positivo e pesado, e que a quase totalidade de espaço do átomo é ocupada por vazio. Mas o modelo de Rutherford tinha um defeito: por que os elétrons não perdiam energia ao girar, diminuindo assim sua velocidade e em alguma hora chocando-se com o núcleo, como a física clássica dizia que aconteceria?

Bohr fez uma formulação que tentava consertar isso. Ele usou equações da física clássica e (aqui está a revolução!), junto com a ideia daquele cara chamado de Broglie de que toda partícula é uma onda e toda onda é uma partícula, propôs um modelo atômico onde a energia dos elétrons girando ao redor do núcleo era quantizada. Ou seja, os elétrons só podiam ter determinados valores de energia, nunca diferentes daqueles descobertos por Bohr. Esses valores são os chamados níveis de energia ou camadas eletrônicas (K,L,M,N,O,P,Q).

Uma analogia para entender a quantização da energia seria imaginar você em uma rampa e em uma escada. Na rampa, pode-se estar situado em qualquer lugar. Na escada não. Somente em alguns locais específicos (chamados degraus). A altura é, portanto, quantizada. Em uma escada com sete degraus, por exemplo, você só pode assumir sete valores de altura. Ou será que você consegue ficar parado no espaço entre dois degraus? Só se for o Mister M! Ou o Naruto, como lembrou bem um aluno no meio da aula.

Daí, entende-se por que os elétrons não se chocam com o núcleo: chega uma hora em que não podem perder energia simplesmente porque, de acordo com o modelo de Bohr, isso não é permitido a eles.

Beleza, então. Tudo era perfeito, com exceção de um pequeno detalhe: só funcionava para o átomo de hidrogênio! Para todos os outros era furada. Estranho, né? Conclusão: o modelo estava errado, mas pelo menos alguma coisa devia estar certa. 

De fato: Bohr usou uma equação da física clássica para construir o modelo. Daí vem até a pergunta: "Seria Bohr o primeiro dos quânticos ou o último dos clássicos?"

E aí chegou Schröndinger com sua equação. Totalmente nova: totalmente quântica. Ele a resolveu para diversos sistemas, dentre eles o de uma partícula negativa muito leve interagindo com uma partícula positiva bem mais pesada. E o que seria esse sistema? Um átomo de hidrogênio!! Daí, ele obteve os mesmos resultados de Bohr. Mas o mais importante: Schröndiger não precisou usar equações antigas, da física clássica como Bohr fez. Todos os resultados vieram a partir de conceitos quânticos.

E o mais legal: a equação funciona para qualquer sistema, não só para o átomo de hidrogênio, como o de Bohr! Portanto, estava resolvido o mistério do mundo microscópico: a matéria é realmente formada de átomos; dentro dos átomos, há outras pequenas partículas, que interagem entre si obedecendo às estranhas leis da mecânica quântica. Portanto, as informações sobre o sistema são obtidas a partir da resolução da equação de Schrödinger. 

Muito se descobriu a partir daí. Por exemplo, a suposição de Rutherford e de Bohr de que os elétrons giram em torno do núcleo, como os planetas giram ao redor do sol, está errada. Na mecânica quântica não há trajetória, lembra-se? Então não tem como o elétron fazer um giro bonitinho e numa órbita bem definida: na verdade, é um movimento completamente maluco e desconhecido, com características de onda, onde o elétron pode estar em um canto e aparecer em outro sem passar pelo meio (como num teletransporte). É difícil imaginar isto justamente por que nossos sentidos nunca viram ou sentiram nada semelhante. Isto só existe no mundo do muito pequeno. Nós vivemos no mundo do F=ma de Newton.

Uma limitação da equação de Schrodinger é que o hamiltoniano pode às vezes ser tão complicado que a equação fica impossível de ser resolvida. Isto é verdade para todos os outros átomos diferentes do hidrogênio. Então o que fazer? Os matemáticos são muito engenhosos, e inventaram métodos que encontram um valor aproximado para o resultado da equação. É igual a divisão entre alguns números: É impossível dividir exatamente 22 por 7: dá dízima periódica. Mas podemos encontrar um resultado aproximado. Conclusão: a química inteira é uma aproximação! Só conseguimos resolver a equação de Schrodinger exatamente para o átomo de hidrogênio. Todo o resto das informações da tabela periódica vem através de “macetes matemáticos”, que encontram um valor próximo para as propriedades químicas dos átomos, mas nunca exato.

Grande parte de vocês já estudou os números quânticos: níveis, subníveis, orbitais, spin. E aposto que ninguém entendeu muito bem o que era. Claro, se todos estes números surgem da resolução da equação de Schröndinger! Como entende-los se não se sabe nem que esta equação existe? Os orbitais (caixinhas), por exemplo, são as funções de onda de um elétron no átomo (aquela função, Ψ, que contém toda informação, e tal, e tal).

Diversos conceitos químicos tem sua explicação fundamentada na mecânica quântica. A ligação química é um fenômeno que ocorre entre os elétrons: portanto, a única explicação do porquê dela acontecer só pode vir da equação de Schrodinger. Mas no ensino médio, e mesmo na faculdade, aprendemos os modelos que, apesar de ultrapassados, nos ajudam a compreende-la (como o de Lewis). Outro exemplo é o da tabela periódica, que só é daquele jeito por causa da mecânica quântica, nada mais. Entre muitos outros fenômenos.

A física quântica é extremamente importante nas mais diversas áreas, como dispositivos eletrônicos, biologia, nanotecnologia, e até na filosofia. Aqui tentei demonstrar pelo menos sua importância na química. Mas se você gostou e ficou curioso, não se restrinja: procure, pesquise, pergunte-me porque informação por aí é o que não falta! Abraços.

Conceitos-Chave - 19/05- Química

No nosso curso de química do PVS talvez o maior entrave para um bom entendimento da matéria seja a grande continuidade que há entre os assuntos.

Pensando nisso, criei os nossos conceitos-chave: são tópicos que escrevo no quadro sempre que entro em sala e nos quais toda a explicação se baseia. A maioria de nossas aulas sempre terá como pressuposto que vocês sabem pelo menos alguns dos conceitos-chave da aula anterior, quando não todos. Daí, a necessidade de serem plenamente compreendidos. Caso contrário, talvez não se consiga acompanhar o curso.

Lembre-se: quando coloco mais de um assunto em um mesmo conceito-chave, vocês tem que compreender cada um deles e também saber diferenciá-los com precisão.

Os conceitos-chave da aula passada foram:

1) propriedades periódicas;

2) raio atômico;

3) potencial de ionização;

4) eletronegatividade.

Sendo assim, segue a lista completa dos conceitos-chave ministrados até hoje:

Cap. 1: Aspectos Macrosópicos da Matéria: o que se vê!

1) ciência;

2) ciências exatas;

3) química (o que é e quais seus objetivos);

4) matéria e energia;

5) estados físicos da matéria;

6) transformações endotérmicas e exotérmicas;

7) fases e componentes;

8) sistemas puros e misturas;

9) sistemas homogêneos e heterogêneos;

10) densidade;

11) ponto de fusão e ebulição;

12) como diferenciar substância pura de mistura;

13) métodos de separação: destilação, evaporação, filtração, decantação;

Cap. 2: Elementos e átomos: pensando nos pequenos detalhes!

14) modelo atômico de Dalton;

15) elétrons;

16) modelo atômico de Thomson;

17) átomos e elementos;

18) moléculas e substâncias;

19) fórmula química;

20) índice e coeficiente;

21) substâncias simples e compostas;

22) reação química;

23) modelo atômico de Rutherford;

24) núcleo e eletrosfera;

25) prótons, elétrons e nêutrons;

26) p, n, é, A, Z;

27) representação ^AXZ

28) átomos isótopos, isóbaros e isótonos;

29) modelo atômico de Bohr;

30) quantização da energia;

31) níveis de energia (camadas);

32) camada de valência;

33) íons;

34) cátions e ânions.

Cap. 3 - Atividades 1: revendo & revivendo


Cap. 4 - Tabela Periódica: colocando os elementos nos seus devidos lugares!

35) tabela periódica dos elementos;

36) períodos ou linhas;

37) grupos ou famílias;

38) relação período-número de camadas;

39) número de elétrons na última camada em famílias A;

40) metais, ametais, hidrogênio e gases nobres.

41) propriedades periódicas;

42) raio atômico;

43) potencial de ionização;

44) eletronegatividade.