1ª Série - Colégio Pentágono

ROTEIRO RECUPERAÇÃO DE QUÍMICA - FINAL
Nome: ____________________________________ No ___ 1ª Série ___
Data: ____ / ____ / 2016
Professor(a): Andreza / Edson / Priscila
Nota:__________________
1. APRESENTAÇÃO:
Prezado aluno,
A estrutura da recuperação do Colégio Pentágono pressupõe uma revisão dos conteúdos essenciais
que foram trabalhados neste bimestre.
O roteiro de recuperação vai auxiliá-lo a planejar e organizar seus estudos. Para isso, sugerimos que:
Anote tudo o que tiver para fazer. Fazer um esquema pode ajudar.
Faça um planejamento de estudos, estabelecendo um horário para desenvolver as diversas tarefas. Planejar
significa antecipar as etapas que você precisa fazer e entregar; não deixe para depois o que pode ser feito
hoje...
Estabeleça prioridades: onde você tem mais dúvidas? Como se organizar para resolvê-las?
Para que você aproveite essa oportunidade, é necessário comprometimento: resolva todas as atividades
propostas com atenção, anote em um caderno suas dúvidas e leve-as para as aulas de recuperação.
Sempre que possível, aproveite a monitoria de estudos. Procure esclarecer todas as dúvidas que ficaram
pendentes no bimestre que passou.
Tudo o que for fazer, faça bem feito! Mostre o seu empenho ao professor, entregue um roteiro bem
resolvido e organizado.
2. CONTEÚDOS:
Para ajudar em sua organização dos estudos, vale lembrar quais foram os conteúdos trabalhados este ano:
1º Bimestre
Temas / Conceitos
1. Estrutura do átomo
(REVISÃO)
Objetivos para os alunos






Modelos atômicos,
Partículas subatômicas,
Nº Atômico,
Nº de massa,
Semelhanças atômicas,
Distribuição eletrônica
 Classificação periódica dos elementos
 Propriedades periódicas:
2. Tabela periódica
3. Ligações químicas
- Raio atômico;
- Energia de ionização;
- Eletronegatividade.
 Iônica, covalente e metálica
 Propriedades das ligações:
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
- Estado físico;
- Condução de corrente elétrica.
1
2º Bimestre
Temas / Conceitos
Objetivos para os alunos

Compreender como funciona a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos de Valência
(VSPER).
Classificar os compostos de acordo com a sua geometria molecular, segundo a Teoria
VSPER.
1. Geometria molecular

2. Polaridade dos
compostos



Compreender o que são compostos polares e identificar esses compostos.
Compreender o que são compostos apolares e identificar esses compostos.
Reconhecer a influência da eletronegatividade na polaridade de uma molécula.
3. Forças
intermoleculares

Compreender e identificar as forças intermoleculares: dipolo permanente, ligação de
hidrogênio e dipolo induzido.
4. Outras propriedades
dos compostos:
solubilidade, PF e PE

Compreender a influência da polaridade e das forças intermoleculares na solubilidade,
ponto de fusão e de ebulição dos diferentes compostos.
3º BIMESTRE
Temas / Conceitos
Frente 1:
Funções
Inorgânicas
Estudo das
funções
inorgânicas
(ácidos e bases)
Frente 2:
Grandezas
Químicas
Grandezas
químicas
Objetivos de Aprendizagem



Identificar as principais funções inorgânicas: ácidos e bases.
Classificar as funções inorgânicas quanto à força e solubilidade.
Nomenclatura e propriedades dos compostos inorgânicos.

Conceituar massa atômica, massa molecular, quantidade de matéria,
quantidade de partículas, volume molar.
Compreender que as grandezas químicas estão relacionadas.
Trabalhar com as diferentes grandezas químicas, identificando suas relações.


4º BIMESTRE
Temas / Conceitos
Objetivos de Aprendizagem

Frente 1:
Funções
Inorgânicas
Frente 2:
Fórmulas
Reações
Inorgânicas
Estudo das
funções
inorgânicas
(sais e óxidos)





Fórmula:
molecular, mínima
e percentual

Reações
inorgânicas

Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA

Caracterizar e identificar substâncias inorgânicas e diferenciar as funções
existentes;
Identificar e nomear sais e óxidos.
Equacionar quimicamente reações de neutralização de ácidos e bases
formando sais e água.
Identificar e nomear óxidos ácidos, básicos e moleculares.
Equacionar quimicamente as reações químicas envolvendo óxidos.
Avaliar propostas de intervenção no meio ambiente aplicando
conhecimentos químicos das diferentes funções inorgânicas, observando
os riscos e benefícios da produção e utilização.
Conceituar fórmula molecular, mínima e percentual e suas relações
matemáticas.
Representar corretamente transformações através da simbologia própria da
Química.
Balancear as diferentes reações químicas.
2
3. OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
Conteúdos Conceituais (Competências e Habilidades)
Modelos atômicos e
estrutura do átomo
Partículas
subatômicas – Nº
Atômico e Nº de
Massa
I – Domínio de
Linguagens
Representar os
modelos utilizando
comparações
Utilizar a simbologia
química para
representar átomos
II –
Compreensão
de fenômenos
Entender como se deu
a construção do
modelo e sua evolução
histórica
Compreender que os
elementos químicos
são definidos por seu
número atômico
III – Resolução
de situação
problema
Utilizar os conceitos na
resolução de situações
do cotidiano
Comparar os
diferentes modelos
quanto à sua natureza
e à capacidade de
explicar fenômenos
naturais
Identificar elementos
químicos a partir de
suas características
Eixos
Cognitivos
IV –
Capacidade de
Argumentação
V – Elaboração
de propostas
Criticar os diferentes
modelos com base em
critérios específicos
Semelhanças
atômicas:
Reconhecer, a partir
de informações
pertinentes, as
semelhanças entre
átomos
Compreender que
átomos de mesmo
número atômico
apresentam
propriedades químicas
semelhantes
Utilizar os conceitos na
resolução de situações
do cotidiano
Distribuição
Eletrônica
Utilizar corretamente o
diagrama de Linus
Pauling
Perceber que a
distribuição de elétrons
não se dá por ordem
geométrica, e sim por
ordem energética
Utilizar os conceitos na
resolução de situações
do cotidiano
Utilizar informações
em diferentes
linguagens para decidir
sobre a estrutura dos
átomos
Diferenciar as espécies
químicas a partir da
análise de suas
estruturas
Julgar propostas a
partir de informações
fornecidas
Construir um modelo
adequado para a
compreensão de
elementos, átomos e
substâncias
Extrapolar os
conhecimentos
aprendidos para sua
utilização prática
Extrapolar os
conhecimentos
aprendidos para sua
utilização prática
Conteúdos Conceituais (Competências e Habilidades)
Eixos
Cognitivos
Classificação Periódica dos
Elementos
Propriedades periódicas: raio
atômico, energia de
ionização/eletronegatividade
Compreender os diagramas
qualitativos do comportamento
periódico de algumas
propriedades dos elementos
químicos
I – Domínio de
Linguagens
Entender a Tabela Periódica
como uma valiosa fonte de
informações
II –
Compreensão
de fenômenos
Entender que os elementos
químicos são agrupados em
função das semelhanças de
suas propriedades
Entender a reatividade,
tendência de doar ou receber
elétrons e outras propriedades
III – Resolução
de situação
problema
Utilizar a Tabela Periódica na
resolução de problemas
Resolver problemas
relacionados às propriedades
periódicas
IV –
Capacidade de
Argumentação
V – Elaboração
de propostas
A partir da compreensão da
organização periódica dos
elementos, justificar
corretamente proposições
verdadeiras ou falsas
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
Ligações químicas:
Iônica, covalente e metálica
Representar através da
simbologia adequada as
diversas fórmulas que
representam íons e compostos
iônicos e moleculares
Dominar as principais
propriedades dos compostos
iônicos, moleculares e
metálicos
Resolver problemas
relacionados à natureza da
ligação dos compostos
Utilizar os conceitos aprendidos
para julgar afirmações
Diferenciar os compostos
iônicos, covalente e metálicos a
partir de suas propriedades
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
3
Conteúdos Conceituais (Competências e Habilidades)
Eixos
Cognitivos
I – Domínio de
Linguagens
Geometria Molecular:
Arranjo e geometria das
moléculas
Utilizar informações em
diferentes linguagens para
classificar sobre a estrutura
espacial da molécula.
Polaridade das ligações e
das moléculas e
Solubilidade
Forças intermoleculares e
Ponto de ebulição
Identificar as ligações e os
compostos polares e apolares
Representar como se
estabelece a ligação entre as
moléculas
II –
Compreensão
de fenômenos
Compreender os princípios da
teoria de repulsão dos pares de
elétrons de valência
Dominar os principais
conceitos sobre representação
da polaridade de ligações e
das moléculas
Distinguir o tipo de ligação feita
entre moléculas de diferente
polaridade
III – Resolução
de situação
problema
Resolver problemas
relacionados ao formato das
moléculas.
Resolver problemas
relacionados à polaridade das
ligações e das moléculas
Associar a polaridade da
molécula ao tipo de ligação que
suas moléculas podem
estabelecer
Deduzir a relação entre
polaridade e solubilidade
Inferir e comparar o ponto de
ebulição de determinadas
moléculas, analisando o tipo de
ligação que realizam
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
IV – Capacidade
de
Argumentação
V – Elaboração
de propostas
Diferenciar as geometrias das
moléculas aplicando os
conhecimentos estudados sobre
a Teoria de Lewis e a Teoria de
repulsão dos pares de elétrons
de valência
Extrapolar os conhecimentos
aprendidos para sua utilização
prática
Conteúdos Conceituais (Competências e Habilidades)
Eixos
Cognitivos
Funções Inorgânicas
(ácidos e bases)
Grandezas Químicas
Relacionar informações das grandezas
químicas em diferentes formas de linguagem
como gráficos, tabelas, relações matemáticas
ou linguagem simbólica.
Caracterizar materiais ou substâncias,
identificando, através das grandezas químicas,
propriedades e implicações sociais,
econômicas ou ambientais de sua obtenção ou
produção.
I – Domínio de
Linguagens
Escrever as fórmulas e nomear corretamente
compostos pertencentes às funções inorgânicas.
II –
Compreensão
de fenômenos
Compreender os fenômenos de dissociação iônica
e ionização e a condutividade elétrica de soluções
eletrolíticas.
III – Resolução
de situação
problema
IV –
Capacidade
de
Argumentação
Caracterizar soluções como ácidas ou básicas –
resolver exercícios relacionados aos conceitos
trabalhados.
Fazer relações entre mol, massa molar e
volume molar, avaliando as implicações sociais
de produção, consumo e descarte.
Explicar a partir de conhecimentos estruturados o
caráter ácido-base de soluções e como é possível
identificar se uma solução é ácida, básica ou
neutra.
Relacionar as propriedades químicas de
produtos identificando a relação de massa
molar e quantidade de matéria.
Utilizar os conhecimentos adquiridos na
manutenção da qualidade de vida, relacionando as
funções químicas a produtos consumidos
diariamente, reconhecendo aspectos nutricionais,
de saúde, propagandas enganosas e o
funcionamento do metabolismo humano como
associados à presença de ácidos e bases aos
produtos e organismos.
Analisar propostas de intervenção ambiental
aplicando conhecimento em grandezas
químicas, observando riscos e benefícios.
V–
Elaboração de
propostas
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
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Conteúdos Conceituais (Competências e Habilidades)
Eixos
Cognitivos
Funções Inorgânicas
(sais e óxidos)
Fórmulas e Reações Inorgânicas
Relacionar informações das grandezas químicas
em diferentes formas de linguagem.
Identificar e classificar os tipos de reações
inorgânicas
Caracterizar materiais ou substâncias,
identificando, através das grandezas químicas,
propriedades e implicações sociais, econômicas
ou ambientais de sua obtenção ou produção.
I – Domínio de
Linguagens
Escrever as fórmulas e nomear corretamente
compostos pertencentes às funções
inorgânicas.
II –
Compreensão
de fenômenos
Compreender os fenômenos de dissociação
iônica, neutralização e reação de óxidos com
água.
III – Resolução
de situação
problema
IV –
Capacidade
de
Argumentação
Caracterizar sais e óxidos como ácidos ou
básicos – resolver exercícios relacionados
aos conceitos trabalhados.
Fazer relações entre mol, massa molar e volume
molar, avaliando as implicações sociais de
produção, consumo e descarte.
Explicar a partir de conhecimentos
estruturados o caráter ácido-base de sais e
óxidos e como é possível identificar tais
características e equacionar tais reações.
Relacionar as propriedades químicas de
produtos identificando a relação de massa molar
e quantidade de matéria.
Utilizar os conhecimentos adquiridos na
manutenção da qualidade de vida,
relacionando as funções químicas a reações
químicas recorrentes no cotidiano desde a
formação de chuvas ácida a manuseio e
transporte de produtos químicos
concentrados e seus possíveis acidentes.
Propor a resolução de problemas ambientais
relacionados a tais reações e avaliar
criticamente a produção industrial.
Utilizar os conhecimentos adquiridos na
manutenção da qualidade de vida, relacionando
as reações químicas a reações do cotidiano e
propor e avaliar criticamente propostas de
intervenção ambiental.
V–
Elaboração de
propostas
4. MATERIAL:
Livro didático;
Listas de estudos;
Anotações de aula feitas no próprio caderno;
Prova mensal;
Prova bimestral;
Materiais disponibilizados pelo professor, durante o semestre, em plataformas digitais.
5. ETAPAS E ATIVIDADES
Veja quais são as atividades que fazem parte do processo de recuperação:
a)
b)
c)
d)
refazer as provas mensal e bimestral para identificar as dificuldades encontradas e aproveitar os momentos
propostos para esclarecer as dúvidas com o professor ou monitor da disciplina.
refazer as listas de estudos.
revisar as atividades realizadas em aula, bem como as anotações que você fez no caderno.
fazer os exercícios do roteiro de recuperação.
6. TRABALHO DE RECUPERAÇÃO
Após fazer as atividades sugeridas para o processo da recuperação paralela, entregue os exercícios do roteiro
de estudos em FOLHA DE BLOCO.
O Trabalho de recuperação vale 2 pontos.
Para facilitar a correção, organize suas respostas em ordem numérica. Não apague os cálculos ou a maneira
como você resolveu cada atividade; é importante saber como você pensou!
É muito importante entregar o Trabalho na data estipulada.
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
5
ROTEIRO DE RECUPERAÇÃO FINAL
QUESTÃO 1. No ano de 1897, o cientista britânico J. J. Thomson
descobriu, por meio de experiências com os raios catódicos, a primeira
evidência experimental da estrutura interna dos átomos.. Na figura
abaixo estão representados esses experimentos.
A partir da interpretação dos dados experimentais Thomson
criou um modelo para o átomo. Explique, analisando a figura acima, a
que conclusão Thomson chegou com o experimento que fez com que
ele propusesse um novo modelo para o átomo.
QUESTÃO 2. Ernest Rutherford, cientista nascido na Nova
Zelândia, realizou em 1911 uma experiência que envolveu a
interação de partículas alfa com a matéria. O desenho
esquematiza a experiência realizada por Rutherford: uma
amostra de polônio radioativo emite partículas alfa que incidem
sobre uma lâmina muito fina de ouro. Um anteparo indica a
trajetória das partículas alfa após terem atingido a lâmina de
ouro.
a) Explique o que deveria ter sido observado com este
experimento que estaria de acordo com o modelo proposto por
Thomson.
b) Explique o foi observado na realidade e qual foi a conclusão de Rutherford para os resultados dessa experiência.
QUESTÃO 3. Um átomo é constituído de 61 prótons, totalizando 145 partículas nucleares. Qual é o número de
nêutrons e elétrons desse átomo? Escreva a representação desse átomo, indicando o símbolo do elemento (consulte
a tabela periódica), o número atômico e o número de massa. Apresente os cálculos.
QUESTÃO 4. Após a descoberta dos elétrons, prótons e nêutrons, os cientistas perceberam que a quantidade
dessas partículas em um determinado átomo serviria para identificá-lo. Considere o íon X3-, com 36 elétrons e
número de massa 75. Qual o número de prótons, elétrons e nêutrons do átomo X? Apresente os cálculos.
QUESTÃO 5. Os átomos 3x-5Q e 6xR são isótopos. O átomo 6xR tem 44 nêutrons. Assinale a distribuição eletrônica de
3x-5Q, no estado fundamental, em ordem crescente dos níveis energéticos.
QUESTÃO 6. O fenômeno da super condução de eletricidade, descoberto em 1911, voltou a ser objeto da atenção
do mundo científico com a constatação de Bednorz e Müller de que materiais cerâmicos podem exibir esse tipo de
comportamento, valendo um prêmio Nobel a esses dois físicos em 1987. Um dos elementos químicos mais
importantes na formulação da cerâmica supercondutora é o ítrio que possui configuração eletrônica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1
a) Qual o número de camadas e o número de elétrons mais energéticos para o ítrio?
b) Dê a localização do ítrio na tabela periódica sem consultar a tabela periódica e explique como chegou ao
resultado.
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
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QUESTÃO 7. Analise o gráfico e faça uma breve discussão sobre os resultados apresentados sobre a propriedade
periódica em questão. No seu texto, indique a que conclusão se pode chegar da análise deste gráfico.
Eletronegatividade
4,5
4
4
3
3,5
3
3,5
3
2,5
2,5
2,2
2
1,5
1,5
2,1
1,8
2,5
1,5
2
1,2
1
1
0,5
0,9
0
0
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
H
He
Li
Be Be
C
Ne
O
F
Ne Na Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
QUESTÃO 8. (UERJ- Adaptada) O dióxido de zircônio, forma pelos elementos oxigênio e zircônio, se assemelha ao
diamante , uma forma alotrópica do carbono, podendo substituí-lo na confecção de joias de baixo custo. Escreva a
fórmula química do dióxido de zircônio.
TEXTO PARA AS QUESTÕES 9 E 10
(UFJF) Considere as substâncias puras KOH e HNO3 e suas propriedades apresentadas na Tabela 1 e responda
às questões a seguir.
Tabela 1: Propriedades físicas e químicas das substâncias puras KOH e HNO3
Substância
Ponto de fusão C
KOH
HNO3
360
Ponto de ebulição C
Condutividade elétrica a 25 C
1320
42
83
Não conduz
Não conduz
Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 95th Edition, William M. Haynes (ed.) 2014-2015.
QUESTÃO 9. Escreva a fórmula estrutural do HNO3 . (Considere que o hidrogênio esteja ligado a um dos átomo de
oxigênio da fórmula)
QUESTÃO 10. Explique por que as duas substâncias puras não conduzem corrente elétrica.
QUESTÃO 11. (UERJ) O dióxido de zircônio se assemelha ao diamante, uma forma alotrópica do carbono, podendo
substituí-lo na confecção de joias de baixo custo.
Escreva a fórmula química do dióxido de zircônio e classifique o tipo de ligação interatômica dessa substância.
QUESTÃO 12. (UFRN) Considere as seguintes moléculas: H2O; PCℓ3; BH3; SF4 e CO2.
a) Indique as espécies polares. Justifique.
b) Indique as espécies apolares. Justifique.
QUESTÃO 13. (UNESP) P e Cℓ têm, respectivamente, 5 e 7 elétrons na camada de valência.
a) Escreva a fórmula de Lewis do tricloreto de fósforo.
b) Qual é o tipo de ligação formada?
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
7
QUESTÃO 14. (IME) A partir do modelo da Repulsão por Pares Eletrônicos da Camada de Valência (RPECV),
identifique as geometrias moleculares das espécies químicas abaixo e, com base nelas, classifique cada espécie
como polar ou apolar.
a) SF6
b) SF4
c) O3
d) XeF4
e) Cl F3
QUESTÃO 15. (UFG) O elemento químico hidrogênio é bastante reativo e forma hidretos com vários outros
elementos da Tabela Periódica. Na tabela abaixo estão listados os valores dos pontos de ebulição de alguns desses
hidretos.
Composto
Ponto de Ebulição (°C)
CH4
SiH4
GeH4
H2S
SnH4
H2Se
H2Te
H2O
-161,6
-112,0
-88,0
-60,7
-52,0
-41,5
-1,8
+100,0
Utilizando como dados os valores apresentados na tabela, esboce um gráfico contendo a correlação entre
temperatura de ebulição dos hidretos e período do átomo central, para as diferentes famílias dos elementos que
compõem esses hidretos e explique brevemente por que os pontos de ebulição dos hidretos formados a partir dos
elementos do grupo 14 são menores do que os pontos de ebulição dos hidretos formados a partir dos elementos do
grupo 16.
Questão 16. Classifique os ácidos quanto a presença de oxigênio, quanto à quantidade de hidrogênios na fórmula e
nomeie, de acordo com o exemplo: H2SO4: Oxiácido / Diácido / Ácido sulfúrico
a) H2SO3
e) HCN
b) HCl
f) HNO2
c) HIO2
g) HClO4
d) HBr
Questão 17. Para os ácidos do item anterior, escreva as equações de ionização, por etapas se houver e a equação
global, de acordo com o exemplo abaixo:
Ionização por etapas: H2SO4 → H+ + HSO41-
HSO41- → H+ + SO42Ionização Total:
H2SO4 → 2H+ + SO42-
Questão 18. Escreva as fórmulas moleculares dos ácidos listados abaixo:
a) ácido sulfúrico
b) ácido sulfuroso
d) ácido carbônico
e) ácido clórico
g) ácido hipossulfuroso
h) ácido nitroso
j) ácido sulfídrico
k) ácido bromídrico
c) ácido nítrico
f) ácido periódico
i) ácido clorídrico
l) ácido iodídrico
Questão 19. Escreva as fórmulas moleculares das bases listadas abaixo:
a) Hidróxido de sódio
b) Hidróxido de cálcio
d) Hidróxido de ferro(II)
e) Hidróxido de ferro(III)
g) Hidróxido de cobre(II)
h) Hidróxido de estrôncio
j) Hidróxido de bário
k) Hidróxido de alumínio
c) Hidróxido de magnésio
f) Hidróxido de cobre(I)
i) Hidróxido de prata
l) Hidróxido de gálio
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
8
Questão 20. O boro possui dois isótopos naturais: o 10B, cuja massa atômica arredondada é 10 u (fica igual ao
número de massa), e o 11B, cuja massa atômica arredondada é 11 u. Mas a abundância desses isótopos na natureza
é diferente, uma vez que a ocorrência do 10B é de aproximadamente 20% e do 11B, de 80%. Qual a massa do boro,
representada na tabela periódica?
Questão 21. Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, em gramas, de um
átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023).
Questão 22. Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine o número de mol de moléculas de água, o
número de moléculas de água e o número total de átomos presentes neste copo. (Massas atômicas = H = 1,0; O =
16; Número de Avogadro = 6,0 . 1023; densidade da água =1,0 g/mL)
Questão 23. (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:
Tabela com mol de substâncias
Comparando massas iguais dessas substâncias, qual apresenta maior número de moléculas? Mostre seu
raciocínio.
Questão 24. (UEPG) Um mol de um determinado composto contém 72 g de carbono (C), 12 mols de hidrogênio
(H) e 12  1023 átomos de oxigênio (O). Constante de Avogadro  6,0  1023. Sobre o composto, analise as
afirmações abaixo e indique se são verdadeiras ou falsas. Justifique suas respostas.
Dados: C  12 g mol; H  1g mol; O  16 g mol
a) A fórmula do composto é C5H10O2
b) A massa molar do composto é 116 g mol.
c) 2,0 mols do composto possuem 3,6  1024 átomos de carbono.
d) 58 g do composto possuem 2 mols de oxigênio.
Questão 25. É comum escutar que as indústrias e automóveis são um problema ao meio ambiente, pois tornam a
chuva ácida. Esta afirmação não está totalmente correta, por que? Explique o erro presente nesta frase e faça a
reação que comprove seu ponto de vista.
Questão 26. Equacione as reações abaixo e estabeleça seu respectivo balanceamento.
a) heptóxido de dicloro + água  ácido perclórico
b) decaóxido de tetrafósforo + água  ácido fosfórico
c) ácido fosfórico + hidróxido de cálcio  fosfato de cálcio + água
d) óxido de manganês(IV) + ácido clorídrico  cloreto de manganês(II) + gás cloro + água
e) ácido sulfúrico + cloreto de bário  ácido clorídrico + sulfato de bário
Questão 27. Faça o balanceamento das reações abaixo:
a) ____ BaO + ____ As2O5  ____ Ba3(AsO4)2
b) ____ Cu(OH)2 + ____ H4P2O7  ____ Cu2P2O7 + ____ H2O
c) ____ Ca3(PO4)2 + ____ SiO2 + ____ C  ____ CaSiO3 + ____ CO + ____ P4
d) ____ (NH4)2Cr2O7  ____ N2 + ____ Cr2O3 + ____ H2O
e) ____ H3PO4 + ____ CaCO3  ____ Ca3(PO4)2 + ____ H2O + ____ CO2
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
9
Para as questões a seguir, se necessário, consulte a Tabela de solubilidade abaixo:
Linhas gerais (e bem simplificadas) da solubilidade de sais em água.
São geralmente solúveis os sais
contendo o ânion
NO3CℓBrISO42São geralmente insolúveis os sais
contendo o ânion
S2CO32PO43-
Exceções importantes (insolúveis)
Se o cátion for Ag+ ou Pb2+
Se o cátion for Ag+ ou Pb2+
Se o cátion for Ag+ ou Pb2+
Se o cátion for Ca2+, Sr2+, Ba2+ ou Pb2+
Exceções importantes (solúveis)
Se o cátion for NH4+, metal alcalino ou alcalino terroso
Se o cátion for NH4+ ou metal alcalino
Se o cátion for NH4+ ou metal alcalino
Metais alcalinos (1A): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Metais alcalinos terrosos (2A): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
N = 5A; Cℓ = 7A; Br = 7A; I = 7A; S = 6A; O = 6A; C = 4A; P = 5A; Pb2+ = cátion chumbo e Ag+ = cátion prata
Questão 28. (UFS-SE - ADAPTADA) Em quatro tubos de ensaio rotulados por (1), (2), (3) e (4), misturaram-se
soluções aquosas de:
(1)
(2)
(3)
(4)
Iodeto de potássio + Sulfeto de amônio
Carbonato de sódio + Nitrato de cálcio
Iodeto de potássio + Nitrato de Chumbo
Cloreto de bário + Brometo de potássio
a) escreva a equação da reação química balanceada para esses tubos indicando o estado físico das
substâncias.
b) Indique em quais dos tubos haverá formação de precipitado.
Questão 29. (VUNESP-ADAPTADA) Soluções aquosas de cloreto de sódio, cloreto de bário e nitrato de potássio
estão contidas em três frascos, rotulados S1, S2 e S3. Observa-se experimentalmente que:
1º) as soluções S1 e S3 reagem com nitrato de prata(I) produzindo um precipitado (substância insolúvel em água),
enquanto a solução S2 não reage;
2º) somente a solução S1 reage com carbonato de amônio produzindo um precipitado branco.
Com base nessas observações e, sabendo que todas as reações foram classificadas como de DUPLA TROCA,
identifique as soluções contidas nos frascos S1, S2 e S3. Justifique a resposta, escrevendo as equações das
reações químicas utilizadas na identificação.
Questão 30. Equacione e balanceie as reações seguintes se elas ocorrerem. Caso contrário, indique: “A reação
não ocorre”. Consulte a tabela de reatividade dos metais e não-metais para resolver o exercício.
a) Sulfato de cobre(II) com zinco
b) Sulfato de zinco com cobre
c) Sulfato de cobre(II) com alumínio
d) Sulfato de magnésio com alumínio
e) Nitrato de prata com zinco
Roteiro de Recuperação Final – QUÍMICA
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