LISTA DE RECUPERAÇÃO 3 ANO 2 TRI

Nome:
Professor(a) : Bruno Santana
Lima
Componente Curricular:
Nº.
Data:
/
/
Ano:
3º
Turma: ____
Ensino:
( )Fundamental II
( x ) Médio
Etapa: Avaliação –
_2___ º
Trimestre
INSTRUÇÕES GERAIS:
• Ler a avaliação com atenção;
• Fazer a avaliação com caneta azul ou preta. Respostas a lápis não terão direito a revisão.
• Evite rasuras, pois questões rasuradas serão anuladas. Não usar corretivo líquido.
• Escrever com clareza e organização.
• Cuidado com margens, parágrafos, ortografia, acentuação, e concordância, pois os erros serão
descontados.
OBS : Todas as respostas dos itens terão que possuir justificativas
com cálculos ou desenvolvimento teórico.
Parte 1
Questão 1
Em alguns fogos de artifício, alumínio
metálico em pó é queimado, libertando
luz e calor. Esse fenômeno pode ser
representado como:
2 Al(S) + 3/2 O2 (G ) → Al2O3 (S)
a) Qual o volume de O2 (G), nas
condições
normais
de
temperatura
e
pressão,
necessário para reagir com 1,0 g
do metal?
b) Qual a quantidade de calor à
pressão constante desprendida
na reação de 1,0 g de alumínio?
a) Calcule a entalpia de combustão
completa do metanol, a 25 oC.
b) Tal processo é endotérmico ou
exotérmico?
Gabarito:
a) ∆H = – 681,5 kJ
b) É exotérmica
Questão 3
Determine a entalpia de formação do
ácido clorídrico gasoso, segundo a
reação representada pela equação:
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
Dados:
I.
Dados: Volume molar do gás ideal nas
condições normais de temperatura e
pressão = 22,4 litros, M(Al) = 27 g/mol.
II.
III.
Gabarito:
a) 0,62 L de gás oxigênio.
b) 30,6 kJ de energia liberada
Questão 2
Dadas as seguintes equações, a 25 oC:
C(grafite) + 2 H2(g) + ½ O2(g) → CH3OH(l)
+ 238,6 kJ
CO2(g) → C(grafite) + O2(g) – 393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) + 285,8 kJ
H2(g) → 2 H(g) ∆H = 436
kJ/mol
Cl2(g) → 2 Cl(g) ∆H = 243
kJ/mol
HCl(g) → H(g) + Cl(g) ∆H =
431 kJ/mol
Indique todos os cálculos.
Gabarito: ∆H = – 183 kJ
Questão 4
(UnB) O calor liberado na queima de
um mol de uma substância combustível,
em condições estabelecidas, é chamado
de calor molar de combustão e a
quantidade de calor liberada por
unidade de massa da substância
combustível é chamada de poder
calorífico. Analise os dados da tabela
abaixo.
Substância
Calor molar
de combustão
(kJ/mol)
Hidrogênio
285,5
Butano
2878,6
Poder
calorífico
(kJ/Kg)
142750
49631
Julgue os itens.
(1) Na combustão de 1 kg de
butano, é obtida um quantidade
de calor menor do que na
combustão de 1kg de gás
hidrogênio (H2).
(2) O gás hidrogênio (H2) não é
considerado
um
bom
combustível em função do seu
poder calorífico.
(3) Na
combustão
dessas
substancias, a energia liberada
na formação das ligações dos
produtos é menor que a energia
absorvida na ruptura das
ligações dos reagentes.
(4) A soma das energias de ligação
do butano é maior do que a do
hidrogênio.
a) Qual a variação de entalpia
envolvida por mol de C2H4
consumido na reação III?
b) Sabendo-se que a entalpia de
formação da H2O(l) é – 286
kJ/mol e que a do C2H4(g) é 52
kJ/mol, calcule a entalpia de
formação por mol de C2H5OH(l).
Gabarito: a) ∆H = – 42 kJ/mol
b) ∆H = – 276 kJ/mol
Questão 6
Julgue os itens a seguir.
(1) Considere a reação CaCO3 (S) →
CaO(S) + CO2(g) e a tabela abaixo
Entalpia de formação
(kJ/mol, a 25 ºC e 1 atm
)
CaCO3 (S)
– 1207,0
CaO(S)
– 635,5
CO2(g)
– 393,5
A partir desses dados, é correto afirmar
que o gráfico a seguir representa
adequadamente o aspecto energético da
reação apresentada.
Substância
Gabarito: C, E, E, C
Questão 5
(Unicamp) Quantidades diferentes de
entalpia são envolvidas na combustão
do etanol, C2H5OH, e etileno, C2H4,
como mostram as equações I e II:
I.
II.
1 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2
CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = –
1368 kJ/mol de etanol
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g)
+ 2 H2O(l) ∆H = – 1410
kJ/mol de etileno
Sob condições adequadas, é possível
obter etanol a partir da reação
representada pela equação III.
III.
C2H4(g)
+
C2H5OH(l)
H2O(l)
→
(2) A molécula CO3-2 tem geometria
piramidal.
(3) O raio atômico do cálcio é
menor que o do magnésio.
Gabarito: E, E, E.
Questão 7
A tabela abaixo, em que C6H12O6
representa a glicose, mostra valores de
entalpia de formação de diversas
substâncias. Com base nesses dados,
calcule, em kJ, a entalpia de combustão
de 90,0774 g de glicose, a 25 ºC.
Multiplique o valor obtido por – 100.
Para a marcação na folha de resposta,
despreze a parte fracionária do resultado
final obtido, após efetuar todos os
cálculos solicitados.
Substância
C6H12O6
CO2
H2O
O2
Entalpia de
formação (kJ/mol) a
25 ºC
– 4073,23
– 393,51
– 285,83
0,00
Em um determinado tipo de
doce diet, existe 0,10 g de lipídios para
casa 100 g de doce. Considere que esses
lipídios sejam todos representados pela
tripalmitina (M = 800 g/mol) e que essa
será queimada no organismo segundo a
equação abaixo.
Dados: M(H) = 1,0079g/mol; M(C) =
12,011g/mol e M(O) = 15,999g/mol.
Gabarito: 140
Questão 8
Cerca de 90% do ácido nítrico, principal
matéria–prima dos adubos à base de
nitratos, são obtidos pela reação de
oxidação da amônia pelo O2, em
presença de catalisador – platina com
5% a 10% de paládio ou de ródio (ou de
ambos) – a uma temperatura de 950oC.
A reação é representada pela equação:
6 NH3(g) + 9 O2(g)  2 HNO3(g) + 4
NO(g) + 8 H2O(g)
Essa reação ocorre nas seguintes etapas:
I– 6NH3(g) + 15/2O2(g)  6NO(g) +
9H2O(g) H = - 1359 kJ
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g)  3 NO2(g)
= - 170 kJ
H
III– 3NO2(g) + H2O(g)  2HNO3(g) +
NO(g) H = - 135 kJ
Com base nas informações relativas às
três etapas envolvidas na produção de
ácido nítrico, calcule, em quilojoules, a
variação de entalpia correspondente à
síntese de um mol desse ácido. Divida o
valor calculado por dez e despreze a
parte fracionária do seu resultado, caso
exista.
Gabarito: 166
Questão 9
Calcule, em quilocalorias, a energia
que será produzida pelo consumo de 1
kg desse doce, desprezando a parte
fracionária de seu resultado, caso exista.
Gabarito: 006
Questão 10
Suponha que o trabalho realizado por
um motor de combustão interna a
gasolina, em um ciclo, seja igual a 0,5
Kcal e que a gasolina seja constituída
pelo hidrocarboneto C9H20, que possui
calor de combustão de 1.500 Kcal/mol.
Considere, ainda, que a densidade da
gasolina seja de 0,8 g/mL e que o
rendimento desse motor seja de 30%.
Sabendo que M(C9H20) = 128 g/mol,
calcule o número de ciclos que o motor
pode realizar com 480 mL de gasolina.
Divida o valor calculado por 100 e
despreze a parte fracionária de seu
resultado, caso exista.
Questão 11
o
(UnB – 2 /02) Reações que envolvem
óxidos de nitrogênio, como espécies
oxidantes, e o dióxido de enxofre são
termodinamicamente
possíveis
e
consideradas importantes do ponto de
vista ambiental. O dióxido de nitrogênio
(NO2) é bastante solúvel em água e,
quando em solução aquosa, dimeriza–se
rapidamente, estabelecendo o equilíbrio
com a espécie N2O4, o que é
representado na equação abaixo, em que
K refere–se à constante do equilíbrio.
I – 2NO2(aq) ⇌ N2O4(aq) K = 7 x 10
mol/L
O tetróxido de dinitrogênio, por sua vez,
pode reagir segundo as equações
abaixo, em que Eo representa os
potenciais em volts.
4
II– N2O4 + 2H  2HNO2 + 2e E = +
1,07 V
+
-
o
pela reação de oxidação da amônia pelo
O2, em presença de catalisador – platina
com 5% a 10% de paládio ou de ródio
(ou de ambos) – a uma temperatura de
950oC. A reação é representada pela
equação:
6 NH3(g) + 9 O2(g) ⇌ 2 HNO3(g) + 4
NO(g) + 8 H2O(g)
Essa reação ocorre nas seguintes etapas:
III– N2O4 + 4H+  2H2O + 2NO + 4eEo = + 1,03 V
Com base nessas informações, julgue os
itens que se seguem.
(1)
(2)
(3)
(4)
Reações
termodinamicamente
possíveis
são
reações
espontâneas; no entanto, sua
influência no ambiente
depende de dados cinéticos.
Na equação I, a velocidade
da reação direta é maior que
a da reação inversa.
Duas células eletroquímicas
distintas tendo a mesma
reação anôdica, mas com as
reações catódicas sendo
representadas
respectivamente
pelas
equações
II
e
III,
apresentarão
a
mesma
diferença de potencial com
relação a um mesmo
potencial de referência.
O valor do potencial de
redução
exibido
nas
equações II e III é relativo
ao eletrodo de hidrogênio,
medido à pressão de 1 atm, à
temperatura de 25oC e em
concentrações das soluções
iguais a 1,0 mol/L.
Questão 12
(UnB – 2o/97) Cerca de 90% do ácido
nítrico, principal matéria–prima dos
adubos à base de nitratos, são obtidos
I– 6NH3(g) + 15/2O2(g) ⇌ 6NO(g) +
9H2O(g) H = - 1359 kJ
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g) ⇌ 3 NO2(g)
= - 170 kJ
H
III– 3NO2(g) + H2O(g) ⇌ 2HNO3(g) +
NO(g) H = - 135 kJ
Considerando que as reações das etapas
de obtenção do ácido nítrico, totalmente
ionizável em água, estão em equilíbrio,
julgue os itens a seguir.
(1) Um aumento de pressão no
sistema reacional eleva a
produção de ácido nítrico.
(2) Pela equação global, verifica–se
que a adição de água ao sistema
diminui o rendimento da reação.
(3) Sabendo–se que a constante de
ionização do ácido acético é
igual a 1,8 x 10-5 mol/L, é
correto concluir que este é mais
forte que o ácido nítrico.
(4) A expressão para a constante de
equilíbrio da reação global é Kc
[ HNO3 ][ NO][ H 2O ]
=
.
[ NH 3 ][O2 ]
Questão 13
o
(UnB – 1 /01) No início do século XX,
a perspectiva da I Guerra Mundial gerou
uma busca desesperada por compostos
de nitrogênio, uma vez que o nitratos,
usados como fertilizantes na agricultura,
vinham sento utilizados na fabricação
de explosivos. Essa demanda esgotou
rapidamente os depósitos de compostos
nitrogenados existentes naquela época.
O problema da escassez desses
compostos foi superado devido ao
trabalho do químico alemão Fritz
Haber, que descobriu um meio
econômico para aproveitar ao gás
nitrogênio, encontrado em abundância
na atmosfera. Essa descoberta rendeu –
lhe o prêmio Nobel de Química em
1918. O método inventado por Haber,
utilizado até os dias atuais, consiste em
uma síntese catalítica de amônia, sob
temperatura e pressão elevadas, a partir
dos gases nitrogênio e Hidrogênio,
presentes no ar, segundo a equação
abaixo.
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Sabendo que a decomposição de amônia
é favorecida termodinamicamente pelo
aumento da temperatura, julgue os itens
a seguir, relativos ao processo
mencionado no texto.
(1) A reação de síntese da amônia
pelo
processo
Haber
é
exotérmica.
(2) A pressão elevada, mencionada
no texto, é utilizada para
deslocar o equilíbrio no sentido
de formação de amônia.
(3) Com o aumento da temperatura,
o equilíbrio é alcançado mais
rapidamente.
(4) O uso de catalisador no
processo propicia um estado de
transição
energeticamente
idêntico àquele atingido sem o
uso do mesmo.
(5) A unidade da constante de
equilíbrio
da
equação
mencionada no texto é (mol/L)2.
Questão 14
(UnB – 1o/99) A amônia tem uma
grande importância na indústria de
fertilizantes e na fabricação de
explosivos. Considere que, em um
sistema fechado, há 25ºC, a reação de
obtenção da amônia encontra – se em
equilíbrio, conforme indicado a seguir.
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
22Kcal
H = -
Com o auxílio dessas informações,
julgue os itens seguintes.
(1) O aumento da pressão no sistema
favorece a formação de amônia.
(2) O resfriamento do sistema favorece
o consumo de nitrogênio.
(3) Aplicando – se o princípio de Le
Châtelier, conclui – se que, a 25ºC e a 1
atm, a entalpia de formação para o H2(g)
é igual a zero.
(4) A retirada de amônia do sistema não
afeta o rendimento da reação.
Questão 15
Isomeria Plana Compostos orgânicos
que
possuem
iguais
fórmulas
moleculares, mas diferentes arranjos
estruturais de seus átomos são
chamados de isômeros. O tipo mais
simples de isomeria é a plana. Neste
tipo de isomeria, as diferenças no
posicionamento dos átomos podem ser
observadas a partir das fórmulas
estruturais planas dos isômeros. Existe
ainda um segundo tipo de isomeria, a
espacial, que se subdivide em
geométrica e ótica.Com base nas
informações quantos isômeros planos
são possíveis para um composto que
apresenta fórmula molecular C4H11N?
a) 3
b) 5
c) 7
d) 8
e) n.d.a.
Questão 16
O calor liberado na queima de um mol
de uma substância combustível, em
condições estabelecidas, é chamado de
calor molar de combustão e a
quantidade de calor liberada por
unidade de massa da substância
combustível é chamada de poder
calorífico. Analise os dados da tabela
abaixo.
temperatura e pressão elevadas, a partir
dos gases nitrogênio e hidrogênio,
presentes no ar, segundo a equação a
seguir.
Substância Calor molar
de combustão
(kJ/mol)
Hidrogênio 285,5
Butano
2878,6
N2(g) + 3H2(g)
Poder
calorífico
(kJ/Kg)
142750
49631
Julgue os itens.
1.(C) (E).Na combustão de 1 kg de
butano, é obtida um quantidade de calor
menor do que na combustão de 1kg de
gás hidrogênio (H2).
2.(C) (E).O gás hidrogênio (H2) não é
considerado um bom combustível em
função do seu poder calorífico.
3.(C) (E).Na combustão dessas
substancias, a energia liberada na
formação das ligações dos produtos é
menor que a energia absorvida na
ruptura das ligações dos reagentes.
4.(C) (E).A soma das energias de
ligação do butano é maior do que a do
hidrogênio.
Questão 17
No início do século XX, a perspectiva
da I Guerra Mundial gerou uma busca
desesperada
por
compostos
de
nitrogênio, uma vez que os nitratos,
usados como fertilizantes na agricultura,
vinham sendo utilizados na fabricação
de explosivos. Essa demanda esgotou
rapidamente os depósitos de compostos
nitrogenados existentes naquela época.
O problema da escassez desses
compostos foi superado devido ao
trabalho do químico alemão Fritz
Haber, que descobriu um meio
econômico para aproveitar o gás
nitrogênio, encontrado em abundância
na atmosfera. Essa descoberta rendeulhe o Prêmio Nobel de Química em
1918. O método inventado por Haber,
utilizado até os dias atuais, consiste em
uma síntese catalítica de amônia, sob
2NH3(g)
Sabendo que a decomposição de amônia
é favorecida termodinamicamente pelo
aumento da temperatura,com base nas
informações calcule a concentração
molar do NH3(g), considerando que as
concentrações de equilíbrio de N2(g) e
H2(g) a 1300ºC são, respectivamente, 2,0
e 3,0 mol/L. Constante de equilíbrio a
1300ºC: 1,7  103.multiplique o
resultado encontrado por 1000.
Questão 18
(UnB – 1 /00) As propriedades ácidas e
básicas de soluções aquosas dependem
de características do solvente, a água.
Essa, quando pura, ou quando usada
como solvente, dissocia – se
parcialmente, em íons H3O+ e OH-. Na
água pura a 25oC, as concentrações
desses íons são iguais a 1,00 x 10-7
mol/L; e a 37oC, são iguais a 1,50 x 10-7
mol/L.
o
Com base na mudança dos valores da
propriedade de auto – ionização da água
em função da temperatura, julgue os
itens a seguir.
(1) O valor da constante de
equilíbrio para a reação de auto
– ionização da água pura a 25oC
é igual; a 1,00 x 10-14 mol2/L2.
(2) A 37oC, a reação de auto –
ionização da água pura ocorre
com maior intensidade que a
25oC.
(3) O valor da constante de
equilíbrio para a reação de auto
– ionização da água pura é maior
a 37oC.
(4) A 37oC, a água pura não é mais
neutra.
Questão 19
(UnB – 2 /98) Calcule, em mols por
litros, o valor da constante de ionização
do ácido acetilsalicílico(H – AAS), no
equilíbrio representado pela equação H
– AAS  H+ + AAS-, sabendo que uma
solução cuja concentração da espécie
não – ionizada no equilíbrio é igual a 5
x 10-3 mol/L possui pH igual a 3.
Multiplique o valor calculado por 105 e
despreze a parte fracionária de seu
resultado caso exista.
Questão 20
Os ésteres são compostos orgânicos
derivados de ácidos e com larga
aplicação como flavorizantes para doces
e balas. O flavorizante de maçã (acetato
o
de etila) pode ser produzido conforme a
equação no equilíbrio:
Conhecendo-se as quantidades do
número de mol/L no equilíbrio,
especificado na equação, o valor da
constante de equilíbrio (Kc) é:
a) 4.
b) 2.
c) 1,5.
d) 15.
e) 8.