Nome: Nº. Ano: 3º Professor(a) : Bruno Santana Lima Data: / / Turma

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;
VALOR:
• Fazer a avaliação com caneta azul ou preta. Respostas a lápis não terão direito a revisão.
( x ) 3 pontos (EF)
• Evite rasuras, pois questões rasuradas serão anuladas. Não usar corretivo líquido.
• Escrever com clareza e organização.
Nota
• Cuidado com margens, parágrafos, ortografia, acentuação, e concordância, pois os erros serão
descontados.
__________
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?
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:
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
I.
II.
III.
Dados: Volume molar do gás ideal nas
condições normais de temperatura e
pressão = 22,4 litros, M(Al) = 27 g/mol.
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
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.
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) + 285,8 kJ
Substância
a) Calcule a entalpia de combustão
completa do metanol, a 25 oC.
b) Tal processo é endotérmico ou
exotérmico?
Calor molar
de combustão
(kJ/mol)
Hidrogênio
285,5
Butano
2878,6
Poder
calorífico
(kJ/Kg)
142750
49631
Gabarito: a) ∆H = – 42 kJ/mol
b) ∆H = – 276 kJ/mol
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.
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)
→
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).
Questão 6
Julgue os itens a seguir.
(1) Considere a reação CaCO3 (S) →
CaO(S) + CO2(g) e a tabela abaixo
Substância
CaCO3 (S)
CaO(S)
CO2(g)
Entalpia de formação
(kJ/mol, a 25 ºC e 1 atm )
– 1207,0
– 635,5
– 393,5
A partir desses dados, é correto afirmar
que o gráfico a seguir representa
adequadamente o aspecto energético da
reação apresentada.
(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
Entalpia de
formação (kJ/mol) a
25 ºC
– 4073,23
– 393,51
H2O
O2
– 285,83
0,00
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)
= - 1359 kJ
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g)  3 NO2(g)
kJ
H
H = - 170
III– 3NO2(g) + H2O(g)  2HNO3(g) + NO(g)
= - 135 kJ
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
O hidrogênio é uma matéria – prima
gasosa importante nas indústrias
químicas e de petróleo. Um dos
processos utilizados industrialmente
para a sua obtenção é a eletrólise de
água
alcalinizada,
que
fornece
hidrogênio de elevada pureza, podendo
ser representado pela decomposição da
água líquida, conforme a equação
abaixo, cuja variação de entalpia
corresponde a +571,6 KJ, a 25oC e 1
atm.
2H2O(L)  2H2(g) + O2(g)
H
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.
Sabendo que o calor de vaporização
para a água, H2O(L)  H2O(g), é +44
KJ/mol, a 25oC e 1 atm, calcule, em
KJ/mol, o valor da variação de entalpia
para a produção de gás hidrogênio a
partir da decomposição de água no
estado gasoso, à mesma temperatura e à
mesma pressão. Divida o valor
calculado por 10 e despreze a parte
fracionária de seu resultado, caso exista.
Gabarito: 166
Questão 9
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.
Gabarito: 024
Parte 2
Questão 1
(UnB – 2o/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.
O tetróxido de dinitrogênio, por sua vez, pode
reagir segundo as equações abaixo, em que Eo
representa os potenciais em volts.
II– N2O4 + 2H+  2HNO2 + 2e- Eo = + 1,07 V
III– N2O4 + 4H  2H2O + 2NO + 4e E = +
1,03 V
-
o
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 2
(UnB – 2o/97) 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)
1359 kJ
H = - 170 kJ
III– 3NO2(g) + H2O(g) ⇌ 2HNO3(g) + NO(g)
135 kJ
I – 2NO2(aq) ⇌ N2O4(aq) K = 7 x 104 mol/L
+
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g) ⇌ 3 NO2(g)
H = -
H = -
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 3
(UnB – 1o/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 4
(UnB – 1 /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.
o
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
H = - 22Kcal
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 5
(UnB – 2o/01) Devido ao fato de os
combustíveis fósseis representarem recursos
energéticos não – renováveis, aliado a uma
demanda crescente na utilização de energia,
existe uma intensa procura por fontes
alternativas. Entre as diversas fontes de energia
disponível, a energia solar representa uma
alternativa
que
poderia
substituir
os
combustíveis fósseis, uma vez que, em um dia
ensolarado, cerca de 1 KJ de energia atinge cada
metro quadrado da superfície da Terra por
segundo. No entanto, a utilização prática dessa
energia depende do desenvolvimento de
sistemas adequados de armazenamento. Uma
estratégia viável seria promover uma reação
química em um sistema fechado, a exemplo da
reação representada pela equação
CH4(g) + H2O(g) + calor ⇌ CO(g) + 3H2(g).
Acerca desse assunto e com base nas
informações apresentadas acima, julgue os itens
que se seguem.
(1) A quantidade de energia solar
absorvida por um determinado material
é inversamente proporcional à sua área
de exposição à luz.
(2) Na equação apresentada, a energia
potencial das espécies químicas metano
e água é maior que a das espécies
monóxido de carbono e hidrogênio,
independentemente do equilíbrio.
(3) Em um forno aquecido com energia
solar, o equilíbrio mostrado na equação
favorece a formação de metano e água.
(4) A conversão de monóxido de carbono e
hidrogênio em metano e água pode ser
usada para obtenção de energia.
(5) Considerando que para movimentar um
automóvel sejam necessários 12 kW de
potência, então, instalando – se um
painel solar de 6m2 de área sobre o teto
desse veículo, seria possível a
utilização da energia solar para
movimentar o automóvel, supondo
100% de eficiência na conversão da
energia solar em energia de
movimento.
Questão 6
(UnB – 1o/97) Um estudante estava digitando o
seu trabalho didático de Química e,
inadvertidamente, comia sanduíche, cujo molho
continha vinagre. Acidentalmente, o molho caiu
no teclado. Sabendo que a constante de
dissociação do ácido acético é igual a 1,8 x 10 -5
mol/L, julgue os itens a seguir, a respeito dos
conceitos relacionados às conseqüências
químicas provocadas pelo acidente.
(1)
(2)
(3)
A concentração hidrogeniônica da
solução derramada sobre o teclado
provavelmente deve ser maior do que
1 x 10-7 mol/L.
Se um aluno fizesse a limpeza do
teclado com algum material contendo
ácido, provavelmente deslocaria o
equilíbrio de dissociação do ácido
acético para o lado de sua forma não–
ionizada (CH3COOH  CH3COO- +
H+).
Após o ácido acético atingir o seu
estado de equilíbrio na solução
derramada, a concentração de acetato
permanece inalterada, apesar de íons
acetato continuarem reagindo com
íons H+.
Questão 7
(UnB – 1 /98) Por apresentar cores diversas
conforme a acidez ou basicidade do meio em
que se encontra, o extrato de repolho roxo pode
o
constituir–se em bom indicador universal de pH.
Neste experimento serão testados alguns
materiais de uso doméstico para se determinar a
acidez ou basicidade dos mesmos. Para isso,
você colocará em cada tubo de ensaio 5 mL de
água destilada e 5 mL de extrato de repolho
roxo. Acrescentará cinco goras do material a ser
testado e comparará a cor obtida com a escala–
padrão.
Estudando o equilíbrio ácido-base. In: Química Nova
na Escola, n.o 1, maio/1995 (com adaptações)
Com o auxílio do texto, julgue os itens abaixo.
(1) O indicador utilizado no experimento é
um catalisador, não participando,
portanto, do equilíbrio ácido–base.
(2) Se os materiais testados forem ácidos,
a adição de substâncias básicas a eles
consumirá os íons H+, deslocando o
equilíbrio no sentido da ionização dos
ácidos presentes nos materiais.
(3) Uma reação ácido–base cessa ao
atingir o equilíbrio.
(4) Entre
os
materiais
ácidos,
considerando–se
concentrações
idênticas, apresentará o menor valor de
pH o que contiver um ácido com
menor valor de constante de ionização.
Questão 8
(UnB – 1o/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.
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 10 5
e despreze a parte fracionária de seu resultado
caso exista.
Questão 11
Numa das etapas da obtenção industrial do
ácido sulfúrico ocorre a transformação do
dióxido em trióxido de enxofre, de acordo com:
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
H = – 198 kJ
Medindo-se as concentrações dos componentes
da reação à temperatura constante em função do
tempo, obtém-se o seguinte gráfico:
Pergunta-se:
As curvas A, B e C pertencem a qual
componente da reação e qual o valor de Kc para
a reação? Justifique.
Parte 3
Questão 1:Dadas as seguintes energias
de ligação, em quilojoules por mol de
ligações (valores absolutos):
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 10
(UnB – 2o/98) Calcule, em mols por litros, o
valor da constante de ionização do ácido
acetilsalicílico(H – AAS), no equilíbrio
Calcule o calor (em quilojoules por mol
de NH3(g)) envolvido na reação
representada por:
Questão 2:Classifique as reações em
endotérmica e exotérmica:
a)C(s) + O2(g)  CO2(g) + 94 kcal
b)S(s) + O2(g)  SO2(g) + 70 kcal
c)6NH3(g) + 15/2 O2(g)
9H2O(g) H =  1359 kJ
6NO(g) +
d) N2(g) + 2O2(g)  N2O4(g)
9,6 kJ
e)3NO2(g) + H2O(g)
NO(g) H =  135 kJ
Dado que as entalpias das reações
abaixo são:
H = +
2HNO3(g) +
Questão 3: (valor: 0,5)Estão
representados a seguir quatro esteróides:
a) Quais dentre eles são isômeros?
Explique.
b) Quais são os grupos funcionais
presentes na molécula de colesterol?
Questão 4:Em um conversor catalítico,
usado em veículos automotores em seu
cano de escape para redução da
poluição atmosférica, ocorrem várias
reações químicas, sendo que uma das
mais importantes é:
pode-se afirmar que a variação de
entalpia reação inicial é:
Questão 5: (Ufrj) Segundo o Código
Nacional
de
Trânsito,
dirigir
embriagado é crime, e o motorista
flagrado neste delito está sujeito a
graves punições. Para avaliar o nível de
embriaguez dos motoristas, a polícia
utiliza um aparelho - o bafômetro - que
mede a concentração de etanol (álcool
etílico) no ar expirado pelo motorista.
Os bafômetros mais simples consistem
de um tubo transparente recheado de
dicromato de potássio em meio ácido
que, ao ser soprado, muda de cor, e, de
acordo com uma escala comparativa,
indica o nível de álcool ingerido pelo
motorista. Esta mudança de cor resulta
da oxidação do etanol pelo dicromato,
na qual o Cr2¨ , de cor alaranjada, é
reduzido até Cr2+, de coloração verde.
A reação de oxidação do etanol
acontece em duas etapas, segundo o
esquema a seguir:
a) Dê o nome dos compostos C2H4O e
C2H4O2.
b) Escreva a fórmula estrutural e dê o
nome do isômero funcional do etanol.
Questão 6:-A asparagina (fórmula
abaixo) ou ácido aspartâmico é um
aminoácido não essencial (que pode ser
fabricado
pelo
organismo)
que
apresenta isomeria óptica.
Questão 7: A diferença na estrutura de
compostos que sofrem isomeria óptica é
muito pequena; em função disso suas
propriedades químicas e físicas são
quase todas iguais. Mas quando os
isômeros
ópticos
participam
de
processos biológicos, seus efeitos com
freqüência
são
completamente
diferentes, observe:
 A anfetamina dextrógira é cerca
de 10 vezes mais eficaz que a
anfetamina levógira.
 A morfina levógira é utilizada
para aliviar a dor em pacientes
terminais. A morfina dextrógira
não causa efeito nenhum.
 A talidomida levógira provoca
mutações genéticas no feto
quando ingerida por mulheres
grávidas.
A
talidomida
dextrógira é inofensiva.
Em relação à talidomida, cuja fórmula
encontra-se esquematizada a seguir:
O isômero dextrogiro — menos comum
— possui sabor amargo, enquanto o
isômero levogiro possui sabor doce e é
utilizado na preparação de meios de
cultura de microrganismos e em
medicina.
Em relação a esse assunto, responda:
a) Quais os grupos funcionais presentes
na molécula de asparagina?
b) Quantas misturas racêmicas é
possível obter a partir dessa substância?
a) Qual(is) é(são) o(s) carbono(s)
quiral(is)?
b) Qual o número de isômeros
opticamente ativos?
Justifique sua resposta. (a questão só
receberá pontuação se for justificada).