2010 Prova Quimica - Universidade da Madeira

 PROVA ESPECIALMENTE ADEQUADA DESTINADA A AVALIAR A CAPACIDADE PARA A FREQUÊNCIA DO ENSINO SUPERIOR DOS MAIORES DE 23 ANOS (Decreto‐Lei n.º 64/2006, de 21 de Março) 2010 PROVA DE QUÍMICA Data da prova: 28/06/2010 1 Instruções gerais 1. A duração da prova é de 90 minutos. 2. Deverá disponibilizar ao docente vigilante um documento válido de identificação (bilhete de identidade, carta de condução ou passaporte). 3. Identifique claramente as questões a que responde. 4. A prova inclui na página 3 uma tabela de constantes e uma tabela periódica. 5. Para as respostas ou rascunhos só pode utilizar as folhas distribuídas pelo docente vigilante. 6. É interdito o uso de lápis. Utilize apenas caneta ou esferográfica de tinta azul ou preta. 7. Não utilize qualquer tipo de corrector. Se necessário risque ou peça a troca de folha. 8. Pode utilizar máquina de calcular não gráfica. Não é autorizada a utilização de quaisquer ferramentas de natureza electrónica (telemóvel, pda, computador portátil, leitores/gravadores digitais de qualquer natureza ou outros não especificados). 9. Nas questões que envolvam cálculos deverá apresentar todas as etapas de resolução. A sua ausência leva à atribuição da classificação de zero na questão. 10. Uma resposta com mais do que uma opção assinalada é considerada errada. 11. As respostas certas têm a cotação indicada na tabela de resposta (página 4). 12. É obrigatória a devolução deste enunciado no final da prova. 2 Constantes Constante de Avogadro NA=6,02x1023 mol‐1
Volume molar de um gás (PTP) Vm=22,4 dm3.mol‐1
3 PROVA DE QUÍMICA Nome:_________________________________________________________________ Nº BI: ______________ Data: ___/___/_____ Local de Emissão: _________________ Pergunta Cotação (pontos) 1.1 Resposta
Verdadeira (V)
Falsa (F) 5 1.2 7 2.1 5 2.2 7 3.1 5 3.2 7 3.3 5 4.1 5 4.2 5 4.3 7 4.4 7 5.1 7 5.2 20 5.3 30 5.4 8 6.1 20 6.2 20 7 30 200 pontos (20 valores) 4 Parte I A abundância dos principais elementos químicos é semelhante em todo o Universo. As abundâncias relativas ao hidrogénio de alguns elementos no Universo encontram‐se apresentadas no gráfico da Figura 1. Figura 1 1. Com base neste gráfico podemos afirmar que: 1.1. O carbono é o quarto elemento mais abundante no Universo. 1.2. O lítio é o metal alcalino mais abundante no Universo. 2. Relativamente ao lítio, um dos primeiros elementos formados, pode afirmar‐se que: 2.1. Todos os electrões do átomo de lítio caracterizam‐se pelo mesmo conjunto de números quânticos. 2.2. No estado fundamental um dos electrões do átomo de lítio pode caracterizar‐se pelo conjunto de números quânticos n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = ½. 3. Relativamente aos elementos dos grupos 1 e 17 da Tabela Periódica, nos quais se incluem o lítio e o flúor, verifica‐se que: 3.1. O elemento metálico do grupo 1 que tem maior raio atómico é o lítio. 3.2. A energia de ionização do flúor é inferior à energia de ionização do lítio. 3.3. As configurações electrónicas dos átomos dos metais alcalinos, no estado de menor energia, apresentam como característica comum um electrão de valência. 5 4. Actualmente, a troposfera é constituída por azoto, N2, oxigénio, O2, água, H2O, e dióxido de carbono, CO2, além de diversas espécies minoritárias, como o hidrogénio, H2, o metano, CH4, e o amoníaco, NH3. 4.1. Tendo por base a regra de Hund, a configuração electrónica de um átomo de azoto no estado fundamental é 1s2 2s2 2px3 2py0 2pz0. 4.2. As moléculas de N2 e de O2, são ambas representadas correctamente por |X ≡ X|, sendo o X os átomos de azoto ou oxigénio. 4.3. Tanto a molécula H2O como a molécula CO2 têm um átomo central de oxigénio e de carbono, respectivamente, no entanto a molécula H2O é angular enquanto a molécula CO2 é linear. 4.4. A molécula NH3 apresenta uma geometria triangular plana, devido às repulsões que se estabelecem entre o par de electrões não ligante no átomo de azoto e os restantes três pares de electrões de valência ligantes. Parte II O amoníaco, NH3, é uma substância inorgânica importante, sendo um dos compostos de azoto mais conhecidos. Obtém‐se industrialmente através do processo de Haber‐Bosch, fazendo reagir o hidrogénio e o azoto gasosos. A síntese do amoníaco pode ser representada por: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) 5. O gráfico da Figura 2 representa a evolução das concentrações dos componentes numa mistura reaccional (contendo inicialmente uma mistura de H2(g) e de N2(g)) em função do tempo, em recipiente fechado. Concentração
I
II
III
Tempo
Figura 2 6 5.1. As curvas II, III e I simbolizam a evolução das concentrações de H2(g), N2(g) e de NH3(g), respectivamente. 5.2. A densidade do amoníaco é de 0,626 g dm−3, à pressão de 0,989 atm e a uma temperatura de 55°C. Numa amostra de 500 cm3 desse gás, nessas condições de pressão e de temperatura, existem 1,11×1022 moléculas de amoníaco. 5.3. Num recipiente fechado de capacidade 1,5 dm3, uma mistura constituída por 1,5 mol de H2(g), 2,0 mol de N2(g) e 2,0 mol de NH3(g) encontra‐se a 500°C. A essa temperatura, a constante de equilíbrio da reacção é Kc=0,30. Tendo por base o valor do quociente de reacção, Qc, conclui‐se que a concentração de amoníaco, na mistura reaccional, irá diminuir até se estabelecer o equilíbrio. 5.4. Na reacção de formação do amoníaco a espécie redutora é o H2(g) e o elemento que se oxida é o hidrogénio. 6. Suponha que dispunha de uma solução aquosa de amoníaco de concentração mássica de 3,50×102 g dm−3, e que pretendia preparar, a partir desta, 500 cm3 de uma solução mais diluída de concentração 0,500 mol dm−3. 6.1. Para preparar a solução aquosa de amoníaco mais diluída será necessário um volume de 1,36×10−2 dm3 da solução mais concentrada. 6.2. Se na solução aquosa diluída de NH3 a concentração de iões OH−(aq) for de 2,7×10−3 mol dm−3, a concentração de iões H3O+(aq) será de 3,7×10−12 mol dm−3 , o que permite concluir que se trata duma solução básica. 7. O amoníaco é utilizado na síntese dum sal complexo que é usado na indústria têxtil, o sulfato de tetraaminocobre (II) mono‐hidratado. A reacção da síntese pode ser traduzida por: CuSO4 . 5 H2O(aq) + 4 NH3(aq) → [Cu (NH3)4] SO4 . H2O(aq) + 4 H2O(l) Na síntese laboratorial deste composto utilizou‐se uma amostra impura de sulfato de cobre penta‐hidratado, CuSO4. 5H2O, de massa 5,30 g , contendo 2% (m/m) de impurezas inertes, na presença de amoníaco em excesso. Obteve‐se 3,32 g de sal complexo. Tendo por base os dados fornecidos conclui‐se que o rendimento da síntese efectuada foi de 38,7%. 7