I-atomos-substancias-e-reacoes-vol-1

GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
a
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
1) Esse modelo deve ser creditado a Thomson e suplantou o modelo de Dalton.
2) São verdadeiras as afirmativas 1 e 4. A afirmativa 2 reescrita corretamente: No
modelo atômico, considera-se que elétrons de cargas negativas circundam em
órbitas ao redor de um núcleo de carga positiva. A afirmativa 3 reescrita
corretamente: Segundo Rutherford, a eletrosfera, local onde se encontram os
elétrons, possui um diâmetro maior que o núcleo atômico.
3) Isótopos (mesmo número de prótons): 1 e 2; 3 e 4. Isóbaros (mesmo número de
massa): 1 e 5; Isótonos (mesmo número de nêutrons): 2 e 5.
4) O número atômico de M será 52 – 28 = 24. Considerando o átomo eletricamente
neutro, podemos afirmar que o mesmo apresentará o número de elétrons igual ao
número de prótons (número atômico), apresentando, portanto 24 elétrons. Já o
cátion por ser trivalente terá apenas 21 elétrons. Assim essa espécie será
isoeletrônica do 21Sc.
5) a)
I.
A massa dos átomos constituintes da lâmina de ouro deveria estar concentrada
em pequenos núcleos.
II.
Os núcleos teriam carga positiva, pois se sabendo que as partículas α são
carregadas positivamente, isso explicaria o fato das mesmas, sofrerem desvio
de sua trajetória ao passarem muito próximo dos núcleos dos átomos da lâmina.
III.
O tamanho do núcleo seria muito pequeno em relação ao tamanho do átomo, o
que explicaria a baixa probabilidade de uma partícula a passar próxima ao
núcleo ou colidir frontalmente com ele.
b) Segundo a física clássica, uma carga elétrica em movimento irradia continuamente
energia. Dessa maneira, o elétron acabar-se-ia colidindo com o núcleo. Bohr, baseado
na teoria da quantização de energia de Planck, aprimorou o modelo de Rutherford
postulando que:
I.
Os elétrons se movem ao redor do núcleo em órbitas bem definidas, que são
denominadas órbitas estacionárias.
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II.
Movendo-se em uma órbita estacionária, os elétrons não emitem nem absorvem
energia.
III.
Ao sofrer transição de uma órbita estacionária para a outra, o elétron absorve ou
emite uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia.
6) Por que o átomo emite energia quando o elétron passa de um nível de energia mais
externo para um mais interno após receber energia e ser excitado.
7) Se o cátion bivalente (cátion que apresenta carga 2+) do átomo possui 36 elétrons,
pode-se afirmar que o átomo apresenta 38 elétrons correspondendo ao estrôncio;
O elemento que apresenta coloração da chama lilás possui configuração eletrônica
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, possuindo ao todo 19 elétrons e correspondendo, portanto
ao potássio;
Pelos dados fornecidos, pode-se afirmar que o elemento que apresenta coloração
amarela está no terceiro período da tabela periódica (por apresentar 3 níveis de
energia) e é um metal alcalino (distribuição eletrônica terminada em ns1) sendo,
portanto o sódio;
Metal alcalino terroso do sexto período corresponde ao bário.
Cátion
Cor
Sódio
Amarela
Potássio
Lilás
Estrôncio
Vermelha
Bário
Verde
8) a) 1 elétron na camada de valência.
b) Antes de calcularmos o ΔH, devemos descobrir qual é o reagente limitante da
reação:
Na(s) + H2O → NaOH(aq) + 1/2 H2(g)
Pela densidade da água 1,0 g mL−1, pode-se afirmar que em 1000,0 mL de água temse 1000g de água.
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1mol de Na -----------------------1 mol de H2O
23 gramas de Na------------------------18 gramas de H2O
X---------------------------1000 gramas de H2O
X ≈ 1277,78 gramas de Na
Conclui-se, portanto, que o sódio é o reagente limitante.
1 mol de Na -------------------- – 165 kJ
23 gramas de Na -------------------- – 165 kJ
1 grama de Na -------------------- X
X = 7,17 kJ
c) 10 elétrons (pois o sódio perdeu um elétron para formar o cátion).
9) a) Decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio
diatômico;
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
A combustão do enxofre;
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g)
A combustão do magnésio;
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
b) Durante o processo de queima, ocorre a excitação dos elétrons para níveis mais
externos que, de acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, possuem maior energia.
Quando esses elétrons retornarem para níveis mais internos, de menor energia,
ocorrerá liberação de luz de cores diferentes para elementos diferentes.
10) Que alguns elétrons dos íons de Na+ são promovidos a estados de maior energia e,
ao retornarem ao estado inicial, emitem radiação de frequência correspondente à
cor amarela.
11) Configuração do cátion bivalente do metal alcalino terroso, Ca2++, 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6.
Configuração do cátion bivalente do metal obtido a partir da blenda, Zn2+, 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 3d10.
12) Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
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13) É correta apenas a afirmativa V. Em I: o elemento pertence à família 4. Em II: o
subnível 4p apresenta menor energia que o 4d. Em III: Z indica apenas número
atômico (número de prótons), a letra A é que indica o número de massa (prótons
mais nêutrons). Em IV: o número de elétrons é 6
14) Soma: 30. Todos os itens estão corretos, com exceção do item 01, pois o modelo
atômico de Dalton não admite a existência do elétron, que só passará a ser
considerado em J.J Thomson.
15) O átomo em questão apresenta número atômico igual a 14.
16) 1) nível principal de energia do elétron;
2) forma espacial da região que o elétron ocupa;
3) orientação espacial do orbital atômico
4) rotação do elétron em torno do si mesmo.
17) Verdadeiras 01, 02, 04 e 08. Quando um subnível é s, o valor de ℓ é 0 e o valor de
m é somente 0.
18) São paramagnéticas as espécies X e G (possuem elétrons desemparelhados); são
diamagnéticas as espécies Y, Z e A (não possuem elétrons desemparelhados).
19) 1) Incorreta. Os três elétrons não têm mesmo número quântico secundário, pois os
elétrons estão em diferentes subníveis. Quando estão no subnível s apresentam
número quântico igual a zero e quando estão no subnível p apresentam número
quântico igual a 1. 02, 04, 08 e 16 estão corretas.
20) D Rutherford. Rutherford foi o primeiro cientista a propor um modelo atômico no
qual os elétrons não estão localizados no núcleo, mas sim ao redor do mesmo, o
que nos faz lembrar do nosso sistema solar, aonde os planetas são os elétrons os e
o sol é o núcleo atômico.
21) Letra D. Como o hidrogênio e o deutério são isótopos, pode-se afirmar que
apresentam o mesmo número de prótons e diferente número de nêutrons.
22) Letra A. Os átomos
17
8𝑂
e
16
8𝑂
apresentam o mesmo número atômico (número de
prótons) sendo, portanto, isótopos.
23) Letra C. Pela sombra presente na figura “b” pode-se afirmar que os raios catódicos
se propagam em linha reta. Na figura “c” vemos os raios catódicos sendo atraídos
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pelo polo positivo do experimento. Tendo como base o principio de interação das
cargas, pode-se concluir que os raios catódicos apresentam carga negativa.
24) Letra A. Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser de 10 000 a 100 000
vezes maior do que o raio do núcleo. Dentre os diâmetros fornecidos, os únicos cuja
diferença encontra-se entre os valores calculados por Rutherford são os diâmetros
da bola de ping-pong e do maracanã.
25) Letra D. Nos compostos Na2O e NaOH o sódio encontra-se na forma de cátion Na1+
tendo, portanto, 10 elétrons que é o mesmo número de elétrons que o cátion Mg2+
possui.
26) Letra D. O
mercúrio apresenta a seguinte
distribuição
eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 que pode ser abreviada
para [Xe] 6s2 4f14
5d10
27) Letra D. Quando
ocorre à excitação dos elétrons para
níveis mais
externos, de acordo com o modelo de
Rutherford-Bohr,
os elétrons absorvem energia. Quando
esses elétrons retornarem para níveis mais de menor energia ocorrerá liberação de
energia na forma de luz.
28) Letra C. Como os metais apresentam diferentes números de elétrons, a quantidade
de energia necessária para que ocorra o efeito fotoelétrico é diferente também.
29) Letra D. Os itens I, IV e VI estão incorretos. Em I os íons não são isoeletrônicos,
pois o íon 8O2– apresenta 6 elétrons e o íon 16S1– apresenta 15 elétrons. Em IV, o
átomo de
137
56𝐵𝑎
possui 81 nêutrons e o átomo de
137
51𝐶𝑠
possui 82 nêutrons. Como o
numero de nêutrons é diferente, não pode-se afirmar que são isótonos. Em VII. O
último elétron do íon 9F1– e do íon 8O1– encontra-se, respectivamente, em 2p4 e 2p3,
possuindo, portanto diferentes números quânticos.
30) Letra C. Os elétrons de valência do íon Fe2+ estão localizados no subnível 3d4, que
apresenta o seguinte formato:
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31) Letra B. O conjunto 1indica que o elétron na camada de valência está localizado no
subnível 3d e o conjunto 4 indica que o elétron está localizado no subnível 4f.
32) Letra B. Analisando o subnível que o elétron encontra-se, 2p, podemos dizer que o
átomo apresenta número quântico principal igual a 2 e secundário igual a 0.
Distribuindo os quatro últimos elétrons em orbitais teremos a seguinte configuração
(o último elétron foi destacado em vermelho):
Podemos então dizer que o último elétron apresenta número quântico magnético
igual a -1 e de spin igual a + ½.
33) Letra D. Analisando a configuração 4p2 podemos afirmar que ela apresenta número
quântico principal igual a 4 e azimutal igual a 1. A analise do último elétron nos faz
afirmar que o mesmo apresenta número magnético igual a 0 e de spin igual a +½.
34) 01) FALSO. O alumínio apresenta a seguinte configuração eletrônica:
1s22s22p63s23p1. Portanto ele apresenta três níveis energéticos.
02)
VERDADEIRO. O alumínio possui
numero de
massa igual a 27 e número atômico (de
prótons) igual a
13. Sabendo-se que o número de massa
equivale à soma
do numero de prótons com o número de
nêutrons, podemos concluir que o alumínio possui14 elétrons.
04) VERDADEIRO. Ao analisarmos a distribuição eletrônica do alumínio notamos
que o mesmo possui três elétrons no último nível.
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08) VERDADEIRO. O último elétron do alumínio está localizado no subnível 3p,
apresentando número quântico principal igual a 3, azimutal igual a 1, magnético
igual a -1 e spin igual a -½.
16) VERDADEIRO. Sabe-se que o número atômico equivale ao número de prótons.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS E DE SUAS
SUBSTÂNCIAS
1) ALTERAÇÃO DO GABARITO: A configuração eletrônica desse elemento é: 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1, portanto podemos afirmar que o mesmo encontra-se na
coluna 13 e no 4o período (no gabarito consta que esse elemento está no 3º
período).
2) O elemento em questão é o selênio, Se, que possui número atômico igual a 34 e
configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4.
3) Como apresenta Z
configuração 4s2,
4) a) Estão corretas I
= 35, o átomo A tem no último nível a
4p5; assim X = 7 e Y = 17.
e II apenas.
b) III) Quando o subnível mais energético é tipo s ou p, o elemento é representativo;
IV) Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o mesmo número de elétrons
na última camada.
5) Se o elemento R possui o subnível 4p3 como sendo o mais energético pode-se
afirmar que a sua configuração eletrônica é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3. Com
base nessa configuração podemos afirmar que o elemento encontra-se no 4º
período e na coluna 15.
6) No exercício nos é dado que o elemento encontra-se na família dos calcogênios e
no 4º período tratando-se, portanto, do selênio. O selênio possui numero atômico
igual a 34. Como o número de nêutrons já foi dado, somando-o com o número de
prótons obtemos o numero de massa, nesse caso 79.
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7) O elemento 25X apresenta 25 prótons e, considerando que o mesmo encontra-se
eletricamente neutro, possui 25 elétrons. Fazendo a distribuição eletrônica desses
elétrons obtemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5. Conclui-se, então, que se trata de um
metal de transição externa, por terminar a distribuição eletrônica em subnível d.
8) O átomo X possui 22 nêutrons (por ser isótono do potássio) e número de massa 40
(por ser isóbaro do cálcio). Tendo-se o número de massa e o de nêutrons, se
efetuarmos a subtração dos mesmos obteremos o número de prótons desse átomo
(19) que caracteriza o elemento argônio localizado no grupo 18, terceiro período.
Seu estado físico é gasoso e não conduz corrente elétrica.
9) O elemento E encontra-se no quarto período, na coluna 17, portanto família dos
halogênios. É um elemento representativo, natural e encontra-se no estado líquido
nas condições ambientes.
10) O elemento A com elétrons mais energéticos em 4d5 é o tecnécio, 43Tc, portanto o
antecede e o sucede na mesma família respectivamente os elementos 25Mn e 75Re
e no mesmo período o 42Mo e 44Ru.
11) São, respectivamente, um calcogênio, um metal alcalino e um halogênio.
12) I) K; II) Hg; III)Sb; IV) U; V)Ar; VI) U
13) Fazendo a distribuição eletrônica dos elementos teremos:
20Ca,
23V,
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
28Co,
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
30Zn
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
33As
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Podemos então concluir que dois elementos, o V e o Co podem ser classificados
como elementos de transição.
14) Se a distribuição do elemento termina em 3d1, podemos afirmar que sua distribuição
eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1. Como o elemento possui 4 níveis de
energia, podemos afirmar que ele se encontra no 4º período. Como tenho 2 elétrons
no subnível s e 1 no p, ao fazer a soma dos mesmos teremos o grupo que ele se
encontra, no caso, 3ª coluna.
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15) Fazendo a distribuição eletrônica completa dos átomos teremos:
I) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, (17 elétrons ao todo).
II) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 (24 elétrons)
III) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (29 elétrons)
IV) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 (38 elétrons).
Considerando que em um átomo livre de cargas o número de elétrons é igual ao
número de prótons, podemos afirmar que aqueles átomos que possuem número de
prótons (número atômico) impar são os átomos I e III.
16) Fazendo a distribuição eletrônica completa dos átomos teremos:
I) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, (3 níveis de energia).
II) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 (4 níveis de energia)
III) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (4 níveis de energia)
IV) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 (5 níveis de energia).
Considerando que a quantidade de níveis de energia que o átomo possui determina
seu período, teremos dois átomos pertencentes ao mesmo período, os átomos II e
III.
17) Se o íon é bivalente e positivo pode-se afirmar que o átomo que originou esse íon
perdeu dois elétrons para formá-lo. Como o íon tem 18 elétrons, o átomo tem 20
elétrons. Fazendo a distribuição eletrônica desses elétrons pode-se determinar a
localização do átomo. A distribuição ficaria: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. O átomo
apresenta 4 níveis de energia, estando, portanto no 4º período. Como sua
distribuição eletrônica termina em ns2, podemos afirmar que o átomo está na 2ª
coluna.
18) Lantanídeo: χ
Halogênio: δ
Calcogênio: a
Alcalino: Φ
Alcalino terroso: b
Gases nobres: ε
19) A – metal, representativo, alcalino terroso.
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B – metal, transição, coluna 5.
C – ametal, representativo halogênio.
20) I) Os metais.
II) O estado físico predominante é o estado gasoso. Os elementos localizados na
costa leste e nordeste são classificados como ametais.
III) Ao percorrermos uma linha no sentido Norte-Sul estaremos percorrendo
elementos da mesma família que apresentam propriedades químicas semelhantes.
2.4 Propriedades periódicas dos elementos
21) Corretas: A e B
C) Ametais são elementos de alta eletronegatividade.
D) Po é calcogênio, F é halogênio e apenas o He é gás nobre.
22) C < B < A, pois quanto menor o raio atômico maior será o seu número atômico.
23) a) 4s2, 4p4.
b) Em relação a A a eletronegatividade de X é maior, uma vez que situa-se mais à
direita na tabela periódica, isto é, tem maior número atômico e em relação a B a
eletronegatividade também é maior, uma vez que situa-se mais acima na tabela
periódica, pois possui menor número atômico.
24) a) Alcalinos.
b) Halogênios e gases nobres.
c) Gases nobres.
25) a) Potencial de afinidade eletrônica, que demonstra a energia liberada quando um
elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso.
b) Potencial ou energia de ionização, que se refere à energia necessária para
“arrancar” um elétron de um átomo isolado no estado gasoso.
26) Letra D. Ao analisarmos o elemento representado pela letra R, percebemos que se
trata do elemento cloro que a temperatura ambiente encontra-se no estado gasoso
e não no estado sólido como afirmado no item.
27) Letra C. Os metais alcalinos terrosos são reativos.
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28) Letra E. Na tabela do exercício temos a letra V representando o elemento silício
cuja configuração eletrônica é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Podemos concluir, então, que a
configuração eletrônica da camada de valência do elemento é 3s2 3p2.
29) Letra D. Alumínio, ferro e cádmio são considerados metais.
30) Letra E I e IV corretos.
a) Verdadeiro. Somando-se todos os elétrons do átomo, pode-se afirmar que o
mesmo apresenta 34 elétrons. Como o átomo está no estado fundamental,
podemos afirmar que o número de elétrons é igual ao numero de prótons.
b) Falso. O elemento em questão pertence ao grupo 16.
c) Falso. O último elétron distribuído na camada de valência apresenta número
quântico magnético igual a -1.
d) Verdadeiro.
31) Letra A. O ferro não pode ser classificado como um elemento de transição interna,
pois sua distribuição eletrônica não termina no subnível f.
32) Letra B. O segundo item é falso, pois, ao se fazer a distribuição eletrônica do
copernico nota-se que o mesmo apresenta 7 níveis principais de energia. O terceiro
item é falso, pois, um mol de corpenico apresenta massa igual a 227 gramas que é
cerca de quatro vezes maior que a massa de um mol de ferro.
33) Letra C. Os dois elementos apresentam quatro níveis de energia, portanto
podemos afirmar que os mesmos se encontram no quarto período da tabela
periódica. Localizando-os percebemos que se trata do criptônio (gás nobre) e do
potássio (metal alcalino)
34) Letra D.
I.
Verdadeiro
II.
Falso. O raio atômico cresce da direita pra esquerda nos períodos.
III.
Falso. O raio atômico cresce de cima para baixo nos grupos. Flúor e iodo
encontram-se no mesmo grupo. Como o Iodo está localizado abaixo do flúor,
podemos afirmar que o raio atômico do iodo é maior que o do flúor.
35) Letra C. Pela analise das propriedades periódicas, pode-se afirmar que o íon Iapresenta raio e ponto de fusão maior que o do íon Rb+.
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36) Letra B.
I.
Falso. A eletronegatividade relaciona-se com o raio atômico de forma
inversamente proporcional.
II.
Falso. Quanto menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica.
III.
Verdadeiro.
IV.
Verdadeiro.
37) Letra E. Podemos notar que a propriedade X descresse à medida que se aumenta
o aumento atômico, no mesmo período. Pode-se afirmar, portanto que essa
propriedade é o raio atômico. A propriedade Y aumenta com o aumento do número
atômico no mesmo período, tratando-se, portanto da eletronegatividade.
38) Soma=30. O único item falso é o primeiro, pois o raio atômico diminui com o
número atômico em um mesmo período.
39) Soma = 20. O único item falso é o primeiro, pois o estrôncio metálico para se
transformar no cátion Sr2+ deve perder elétrons.
40) Letra B. Os elementos de transição interna possuem o subnível f como subnível de
maior energia.
3. Ligações Químicas
1)
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2) a) Porque apresenta elétrons livres
b) Embora seja um composto iônico, no estado sólido é mau condutor porque os
íons não se movimentam, porém quando dissolvido em água, sofre dissociação
e os íons ficam livres conduzindo assim muito bem a corrente elétrica.
3) Anulada
4) A interação é a ligação metálica.
5) As
I.
(V)
II.
(V)
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III.
(F). O texto diz que uma propriedade da liga de magnésio é se dissolver
no organismo depois de ter cumprido sua função estrutural.
6)
7)
8) a) o elemento de maior eletronegatividade é o Br, seu ânion é Br- e o de menor
eletronegatividade é o K, seu cátion é K+. sua fórmula mínima é KBr e sua
fórmula de Lewis é:
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+
K
••
•• Br ••
••
-
b) O metal de menor massa atômica é o ferro, Z = 26, e sua configuração eletrônica
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6. Pode apresentar NOx = 2+ e a fórmula do seu
cloreto é FeCl2 e também NOx = 3+ sendo a fórmula de seu cloreto FeCl3.
9) a) A ligação metálica se dá pela deslocalização dos elétrons da camada de
valência formando uma nuvem de elétrons livres que circundam os íons positivos
de cada átomo do metal.
b) Os metais são bons condutores elétricos e térmicos devido ao fato de ser
necessário elétrons livres para a transmissão desse tipo de energia, o que existe
em sua estrutura.
10) a) O CaCl2 sólido é um mau condutor elétrico, pois mesmo sendo um composto
iônico, estando no estado sólido não apresentará a possibilidade dos íons se
movimentarem.
O CaCl2 fundido é um bom condutor elétrico, pois é um composto iônico e
estando no estado líquido apresentará a possibilidade dos íons se
movimentarem.
O H2O sólido é um mau condutor elétrico, pois sendo um sólido molecular, não
apresentará nenhuma possibilidade de ter íons para se movimentarem.
O H2 fundido é um mau condutor elétrico, pois sendo uma substância molecular
fundida, não apresentará nenhuma possibilidade de ter íons para se
movimentarem.
b) A má condução de corrente elétrica indica a presença de ligação covalente.
11) a) A → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1. B →1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p4.
b) A →alcalino, B → calcogênio.
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c) A fórmula entre A e B será A2B, porque A é monovalente e B é bivalente. A
ligação que ocorre entre esses elementos é iônica, pois se tratam de um metal
muito eletropositivo e um ametal muito eletronegativo.
12) O elemento X pode ser o Magnésio e o Y pode ser o Cloro. O composto formado
pela ligação entre um metal com um ametal é iônico, portanto a ligação entre X e
Y deve ser iônica. A fórmula para o composto é MgCl2 e a nomenclatura: Cloreto
de magnésio.
13) a) O cátion do alumínio isoeletrônico do gás Ne é o Al3+.
Al3+ = 1s2 2s2 2p6.
b) Al3+ < Mg2+ < Na+
c) Considerando que o Al2O3 é um composto iônico, sua fórmula eletrônica é:
d) Reação: 2 Al(s) + 6 HCl(aq) →3 H2(g) + 2 Al3+(aq) + 6Cl-(aq)
AlCl3: Ligação iônica
14) a)
Como os elementos apresentam diferentes eletronegatividades, as ligações
existentes na molécula são covalentes polares.
b) de acordo com a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
(RPECV): a hibridização é do tipo sp3 e a geometria é piramidal.
15) O material que apresenta essas propriedades é um metal. Esse material
apresenta elevada temperatura de fusão devido à formação de fortes interações
dentro do retículo cristalino de cátions em um mar de elétrons. Não apresenta
solubilidade em água devido a não polaridade das partículas. Os metais não são
solúveis em solventes apolares devido à não formação de interações de van der
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
a
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
Waals com esses solventes. A condutividade térmica é função da mobilidade dos
elétrons, que têm possibilidade de trasladar-se.
16) Letra B. Fazendo-se a dissociação do composto X2Y3 tem-se: X2Y3→ X3+ + Y2-.
Pode-se afirmar que o elemento Y teve que realizar duas valências para adquirir
estabilidade. Considerando a regra do octeto, pode-se afirmar que o elemento Y
apresentava seis elétrons na camada de valência.
17) Letra D. O potássio apresenta maior raio atômico que o sódio. Dessa forma, o
seu elétron de valência estará sofrendo uma atração menor do núcleo que o do
sódio.
18) Letra C. A ligação iônica é aquela que, devido a grande diferença de
eletronegatividade entre os participantes, tem-se a transferência de elétrons.
19) Soma = 01
01)Verdadeiro
02) Falso. O Ar é mais estável que o íon Ar-.
03) Falso. Como podemos observar, a energia liberada na formação dos íons
dos elementos do primeiro grupo decresce com o aumento do numero atômico.
Se a energia liberada decresce, podemos afirmar que o processo é
termodinamicamente desfavorável. Logo podemos afirmar que a estabilidade
dos ânions gasosos dos elementos químicos do primeiro grupo decresce com o
aumento do número atômico.
04) Falso. Pela analise da tabela podemos afirmar que o hélio não tem tendência
a receber elétrons.
05) Falso. Analisando a tabela de afinidade eletrônica podemos afirmar que o
ânion Cl- é mais estável que o ânion Rb-.
20) Podemos notar que o sólido representado no desenho apresenta cargas
positivas (cátions) e negativas (ânions) em sua estrutura, o que o caracteriza
como um composto iônico.
21) Letra B. Pelos dados fornecidos pelo exercício, podemos afirmar que os
elementos X, Y e Z representam respectivamente o sódio, enxofre e o neônio. O
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
elemento X (sódio) por ser um metal é um bom condutor de corrente elétrica no
estado sólido e quando se liga ao elemento Y (enxofre) que é um ametal, forma
um composto iônico devido à alta diferença de eletronegatividade entre os
mesmos.
22) Letra D. Substâncias que apresentam ligações covalentes apresentam
moléculas.
23) Letra D. Pelas propriedades periódicas, podemos afirmar que os metais
alcalino-terrosos são menos eletronegativos que o oxigênio.
24) Letra D. Pela analise das estruturas podemos constatar os seguintes erros: na
estrutura II o átomo de hidrogênio aparece fazendo duas valências; na estrutura
IV não estão representados todos os elétrons de valência do nitrogênio e na
estrutura V estão faltando elétrons nos átomos de flúor.
25) Letra B. Pela tabela, podemos afirmar que os elementos em questão são o
oxigênio e o carbono, que podem formar o monóxido de carbono (CO) e o
dióxido de carbono (CO2).
26) Letra C.
I.
Verdadeiro.
II.
Falso. As ligações iônicas características ocorrem entre elementos que
possuem uma alta diferença de eletronegatividade.
III.
Verdadeiro.
IV.
Falso. Compostos que apresentam ligação covalente formam, geralmente,
substâncias sólidas com baixo ponto de fusão.
V.
Verdadeiro.
27) Letra B. Por definição, temos que a ligação tripla possui um comprimento menor
que a ligação dupla que por sua vez possui um comprimento menor que a
ligação simples.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
28) Soma = 19
01)Verdadeiro
02)Falso. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover
um elétron de um átomo no estado gasoso e fundamental
04)Falso. Os metais alcalinos reagem vigorosamente com água formando
hidróxidos e hidrogênio gasoso.
08)Falso. O cloro apresenta maior energia de ionização e maior afinidade
eletrônica que o selênio.
16)Verdadeiro.
29) Soma = 14
01)Falso. A ligação entre os átomos A e B será iônica.
02)Verdadeiro.
04)Verdadeiro.
08)Verdadeiro.
16)Falso. O raio atômico de a é maior que o do íon A+.
32)Falso. A configuração eletrônica na camada de valência de B é ns2np5.
64)Falso. O elemento B pertence a família dos halogênios.
30) Soma = 00+02+03 = 05
00) Verdadeiro
01) Falso. O dióxido de carbono é uma substância composta
02) Verdadeiro.
03) Verdadeiro.
04) Falso. O monóxido de carbono é covalente polar.
31) Letra E. Ao fazermos a distribuição eletrônica do átomo de iodo, notamos que o
mesmo apresenta 7 elétrons na sua camada de valência, necessitando, portanto
de apenas mais uma valência para completar o seu octeto. Ao ligar-se ao
nitrogênio, cada átomo de iodo fará uma ligação covalente simples. Como temos
3 átomos de iodo, teremos 3 ligações covalentes simples.
32) Letra B.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
I.
Verdadeiro
II.
Falso. O cloreto de sódio é uma substância iônica formada por ligação iônica.
III.
Falso. O dióxido de carbono apresente baixo ponto de ebulição
IV.
Verdadeiro
V.
Verdadeiro
33) Letra C. Elementos que apresentam a capacidade de serem transformados com
facilidade em fios condutores são aqueles que apresentam alta ductibilidade.
34) Letra A.
I.
Falso. Compostos iônicos só são bons condutores de corrente elétrica em
solução aquosa ou quando fundidos.
II.
Verdadeiro.
III.
Verdadeiro.
IV.
Verdadeiro.
V.
Falso. Os níveis seguintes têm energias distantes.
35) Letra B.
I.
Verdadeiro
II.
Verdadeiro
III.
Verdadeiro
IV.
Falso. Não ocorre evaporação dos metais na obtenção de ligas metálicas.
36) Letra B. Como os átomos de mercúrio possuem força de coesão maior que a
força de atração com as paredes do vidro, o mercúrio não molha o vidro.
37) Letra A. O bronze é formado por cobre e estanho.
38) Letra C.
39) Letra E. No exercício foi dado θ =13,3º, λ = 154. Substituindo esses dados na
fórmula 2 d senθ = λ e com o auxilio da tabela 1 teremos:
2 d sen 13,3º = 154
2 d 0,23 = 154
2 d = 669,57
d = 334,78
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
No exercício foi dito que a variável d representa a distancia entre as camadas dos
átomos na amostra. Se dividirmos essa distância por 2 obteremos o raio de cada
átomo participante.
r = 334,78/2 → r = 167,39
O átomo que apresenta raio atômico na ordem de 167 pm é o polônio.
40) Letra A. Pela analise da figura pode-se afirmar que se tem dois átomos
formando a estrutura da substância.
Hibridação
41)
a) sp2 e sp3
b) sp3d e sp3d2
42) A hibridação do átomo central é sp3d2.
43)
a) A hibridação não ocorre no CO, pois aí o carbono liga-se ao oxigênio no
estado fundamental. C = O
b) No CO2 o carbono faz duas ligações sigma e duas ligações PI, portanto
sofre hibridação sp. Sua geometria molecular é linear, O = C = O. No
etano, C2H6, o carbono faz quatro ligações sigma cada um, portanto sofre
hibridação sp3.
44) Geometria molecular em forma de T, e hibridação sp3d.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
Geometria molecular pirâmide de base quadrada ou pirâmide tetragonal, e
hibridação sp3d2.
45) (F) O momento dipolar do clorometano é maior que o do tetracloreto de carbono
(F) Devido a diferença de eletronegatividade, podemos afirmar que a ligação
formada entre esses átomos será iônica.
(V)
(F) A ligação metálica ocorre entre metais de famílias diferentes.
(V)
Geometria Molecular
46)
a) Amônia (piramidal), metano (tetraédrica), dióxido de carbono (linear) e
água (angular).
b) Polares (amônia e água), Apolares (metano e dióxido de carbono).
47)
a)
−
b) CO 3 - Geometria piramidal
NH +4 - Geometria tetraédrica
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
SCN − - Geometria linear
48) (V)
(F) O comprimento das ligações químicas depende do raio atômico dos átomos que
participam das ligações.
(F) A ligação covalente do tipo σ pode ocorrer entre orbitais s de um átomo e
orbitais s de outro, ou entre orbitais s ou p de um átomo e orbitais híbridos de outro.
(F) CH4, NH3 e H2O apresentam, respectivamente, geometria tetraédrica, piramidal
e angular.
(V)
49)
a) Ambas são tetraédricas, quando se considera os pares de elétrons não
ligantes.
b) O ângulo da água é aproximadamente 105º e o da amônia é
aproximadamente 109º. Tal diferença se deve ao fato de a água ter dois
pares de elétrons livres, os quais têm maior intensidade de repulsão entre
si e empurram mais fortemente os pares ligantes para mais próximos uns
dos outros.
50)
octaédrica
bipirâmide trigonal
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
tetraédrica
Polaridade das Moléculas
51)
a) O elemento é o Carbono e o número de massa do isótopo do carbono
com 8 nêutrons é 14
b) Moléculas com ligações polares:
Moléculas com ligações apolares:
52) I – piramidal
II – tetraédrica – polar
III – angular – apolar (por ser um hidrocarboneto)
53) Molécula apolar.
F
B
F
F
54)
a) Todas as ligações entre Si e Cl, entre As e H e entre Se e H são ligações
polares devido à diferença de eletronegatividade existente entre os
diferentes elementos. Portanto, o número de ligações apolares é zero,
todas são polares.
b) O Si pertence ao grupo IV e tem então 4 elétrons de valência. No
composto SiCl4, o Si compartilha os seus 4 elétrons com os Cl para
formar 4 ligações covalentes. Portanto, não possui pares eletrônicos
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
livres. O As pertence ao grupo V, tem 5 elétrons de valência e formam 3
ligações covalentes no composto AsH3, sobrando 2 elétrons livres.
Portanto, o composto AsH3 possui 1 par eletrônico livre. O Se pertence ao
grupo 6, tem 6 elétrons de valência e formam 2 ligações covalentes no
composto SeH2, sobrando 4 elétrons livres. Portanto, no composto SeH2,
há 2 pares eletrônicos livres. No total, são então 3 pares eletrônicos livres.
c) Considerando a geometria dos três compostos determinada a partir da
teoria VSEPR e dada abaixo, é possível dizer que um composto é apolar,
SiCl4, e dois são polares, AsH3 e SeH2.
55)
I.
Momento dipolar diferente de zero; molécula polar; geometria piramidal.
II.
Momento dipolar diferente de zero, molécula polar, geometria angular.
III.
Momento dipolar diferente de zero; molécula polar; geometria trigonal.
IV.
Momento dipolar igual a zero; molécula apolar; geometria linear.
V.
Momento dipolar diferente de zero; molécula polar; geometria tetraédrica.
56) São mais solúveis em benzeno o hidreto de berílio, hidreto de boro e metano,
por serem hidretos apolares.
57) Letra C.
58) Letra E. O tricloreto de fósforo apresenta geometria piramidal e o pentacloreto
de fósforo apresenta geometria bipirâmide trigonal. Tem-se então duas
geométricas que não são planas
59) O fósforo para atuar como um elemento pentavalente para formar o PCl5
deverá apresentar hibridização do tipo sp3d. Ao formar o hexafluoreto de fósforo,
o átomo passará a ter hibridização sp3d2.
60) Letra B.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
I.
Falso. As moléculas BF3 e CH4 são apolares.
II.
Verdadeiro
III.
Falso. Para que a molécula apresente ligação de hidrogênio devemos ter
o hidrogênio ligado ao flúor, oxigênio ou nitrogênio.
61) Letra A
62) Letra E. Espécies do tipo AX3E2 apresentam uma maior estabilidade quando os
dois pares de elétrons ocupam vértices da base de uma bipirâmide trigonal e os
pares ligantes completam o arranjo tridimensional.
63) Letra E. No exemplo o nitrogênio possui 4 nuvens eletrônicas, apresentando,
portanto geometria tetraédrica e possui uma ligação dativa. Pode-se encontrar
ligação covalente na molécula da colina e iônica entre a molécula da colina e o
ânion X-.
64) Soma = 03
01) Verdadeiro
02) Verdadeiro
04) Falso. As moléculas de HF estão unidas por meio de ligações de hidrogênio.
08) Falso. O PCl3 apresenta geometria piramidal.
16) Falso. A molécula de PCl3 é polar.
65) Letra C. Espécies do tipo AX3E2 apresentam uma maior estabilidade quando os
dois pares de elétrons ocupam vértices da base de uma bipirâmide trigonal e os
pares ligantes completam o arranjo tridimensional.
66) Letra B. X apresentará hibridização sp3 se o mesmo for um ametal com numero
quântico principal igual a dois.
67) Letra E.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
Água (geometria angular)
Amônia (geometria piramidal)
Metano (geometria tetraédrica)
Etino (geometria linear)
68) Letra A
A geometria molecular resultante da disposição dos átomos de oxigênio ao redor
do átomo de fósforo é a geometria tetraédrica
69) Letra D. Como o enxofre é menos eletronegativo que o oxigênio, ele pouco irá
polarizar a molécula, deixando-a com uma baixa polaridade.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
70) Letra D. Devido a baixa diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o
hidrogênio, a água apresentará ligação covalente em sua estrutura. Após
fazerem-se todas as valências necessárias, nota-se a presença de dois pares de
elétrons livres.
AS LIGAÇÕES INTERMOLECULARES OU INTERAÇÕES
MOLECULARES
1) CO2(s) - atração de Van der Waals, CH3OH - ligação de hidrogênio, CH3Cl dipolo-dipolo.
2)
I.
Falso. As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa
molecular aumenta.
II.
Verdadeiro.
III.
Verdadeiro
IV.
Falso. A ordem decrescente das ligações intermoleculares seria: ligação de
hidrogênio > dipolo-dipolo > forças de London.
3) A fórmula em bastão é
O isopropanol apresenta maior ponto de ebulição por possuir a capacidade de
fazer ligação de hidrogênio, capacidade essa não presente na propanona.
4)
a)
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b)
5) a)
Geometria piramidal
b) A amônia tem maior temperatura de ebulição que a fosfina devido à presença
de ligações de hidrogênio na amônia que torna as moléculas mais coesas que as
ligações dipolo-dipolo da fosfina.
6) a)
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b) Os elementos do Grupo 16 são mais eletronegativos que os elementos do
Grupo 14, assim suas ligações com o hidrogênio são mais polares, formando
interações intermoleculares mais fortes. Já os elementos do grupo 14 possuem
interações intermoleculares mais fracas.
7) a)
Hidrazina
Peróxido de hidrogênio
Água
b) Essas moléculas apresentam alta tensão superficial uma vez possuem forças
de atração intermoleculares do tipo ligações de hidrogênio.
8)
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9) Letra B.
(V)
(F) A existência de dipolos elétricos na água faz com que as moléculas se
atraiam fortemente, levando-as ao estado líquido.
(F) A água é líquida nas condições ambiente
(F) A água (polar) e o óleo(apolar) não são miscíveis.
(F) A fusão do gelo e a evaporação da água são processos endotérmicos.
10) Letra D. A água (H2O), o etanol (CH3CH2OH) e a propanona (CH3COCH3) são
substancias compostas e líquidas à temperatura ambiente.
11) Soma = 14
01) Falso. O HF é líquido a temperaturas abaixo de 10ºC.
02) Verdadeiro.
04) Verdadeiro
08) Verdadeiro
16) Falso. O HF apresenta maior ponto de ebulição por apresentar interação
intermolecular do tipo ligação de hidrogênio.
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12) Letra A. A ordem crescente da temperatura de ebulição das moléculas é H2, N2,
O2, Br2. Essa ordem foi estabelecida com base na relação entre o aumento da
massa molar e o aumento da temperatura de ebulição.
13) Letra E. O oxigênio pode fazer no máximo duas valências, fato que falsifica a
estrutura que representa o sólido. No estado líquido, teremos uma interação
entre o oxigênio e o hidrogênio, o que torna o arranjo representado falso. E por
último, na figura que representa o estado gasoso é dito que as moléculas de
água não apresentam interações por serem apolares, o que está errado, pois
sabe-se que as moléculas de água são polares.
14) Letra B. Como o gás oxigênio (O2) é uma molécula apolar, só poderá interagir
com a água através de interações do tipo dipolo-induzido.
15) Letra C. Para ocorrer ligações de hidrogênio precisamos ter um elemento com
alta eletronegatividade (flúor, oxigênio e nitrogênio) ligado ao átomo de
hidrogênio.
16) Letra B. Se o produto torna estofados e tecidos impermeáveis ele faz com que
os mesmos adquiram características hidrofóbicas, impedindo que a água seja
absorvida por eles.
17) Letra A. No segundo período da família 17 encontra-se o flúor, que ao ligar-se
ao hidrogênio faz interação intermolecular do tipo ligação de hidrogênio, que
apresenta elevado ponto de ebulição. Quando passamos para o terceiro período,
encontramos o cloro que não possui a capacidade de formar interações
intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio quando ligado ao hidrogênio
apresentando, então, a menor temperatura de ebulição dos elementos do grupo
17. A partir do terceiro período, a temperatura de ebulição começa a crescer
devido ao aumento da massa atômica dos elementos ligados ao hidrogênio.
18) Letra D. A expressão “semelhante dissolve semelhante” baseia-se na ideia de
que solventes polares dissolvem solutos polares e solventes não polares
dissolvem solutos não polares.
19) Letra D. A gordura por ser apolar, formará interações de Van der Waals com a
parte apolar do detergente.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
20) Letra A. NH3, pois para que a molécula consiga formar ligações de hidrogênio
com a água ela necessita apresentar um átomo de hidrogênio ligado a flúor,
oxigênio ou nitrogênio.
FUNÇÕES INORGÂNICAS E SUAS PROPRIEDADES
1) O processo é denominado ionização. A equação é: HNO3 + H2O → H3O+ + NO32)
a) Dissociação – conduz
b) Ionização – conduz
c) Dissolução – não conduz
d) Dissociação – conduz
e) Dissolução – não conduz
3) As substâncias do medicamento que explicam a condução elétrica em solução
aquosa são o cloreto de potássio, nitrato de sódio desidratado e cloreto de sódio,
pois são compostos iônicos solúveis e sofrem dissociação em água.
4) a) Porque no estado líquido (fundido), apareceram íons livres.
b) Porque é molecular, ou seja, uma substância formada por moléculas
eletricamente neutras.
c) Porque em solução aquosa, ambos liberam íons.
5) Acenderam-se as lâmpadas I e III, pois são aquelas que estão imersas em
soluções que apresentam íons livres, o que possibilita a condução de corrente
elétrica e, consequentemente, o acendimento da lâmpada.
6)
a) CH3CO2H + NaOH → CH3CO2Na + H2O
b) A solução irá apresentar boa condutividade elétrica em decorrência da
presença de íons sódio (Na+) e acetato (CH3CO2–) formados a partir da
reação do ácido acético e hidróxido de sódio.
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
7) O composto A por apresentar alto ponto de fusão e condução de corrente elétrica
em solução aquosa é considerado um composto iônico, no caso o cloreto de
sódio. O B é o óxido de zinco e o C é o açúcar.
8) 1) – 3 , – 3;
2) – 2 , – 2,
3) 0
4) – 3, + 1.
5) – 3, + 2, –3.
6) – 3, – 1.
7) – 2, – 1, –3.
8) – 3, + 3.
9)+ 1
9) Mn NOx = 4+, Mn NOx = 6+, H NOx = 1+,
Mn NOx = 6+, Cl NOx = 0, Mn NOx = 7+, Cl NOx = 1-.
10) Cr NOx = 6+, C NOx = 3+, S NOx = 6+, Cr NOx = 3+,
S NOx = 6+, O NOx = 2-, C NOx = 4+,
11) N NOx = 3-, Mn NOx = 7+, Cr NOx = 6+, C NOx = 3+,
P NOx = 5+, S NOx = 6+, N NOx = 3-,
12) a) Óxido neutro
b) NOx = 1+
c) Ligação covalente polar
d) Monóxido de dinitrogênio.
13)
a) Podem ser os seguintes, considerando-se todos os elementos citados e
seus vários estados de oxidação:
As2O3, CdO, SiO2, Fe2O3, FeO, Fe3O4, PbO2, PbO, MnO, MnO2, MnO4,
MnO3, Mn2O3, Cr2O3, CrO3.
b) Esses elementos têm diversas aplicações na vida cotidiana. Podem ser
citados:
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
Arsênio na conservação de madeira, na fabricação de vidro e como
inseticida.
Silício na indústria de semicondutores.
Cádmio para confecção de baterias recarregáveis.
Ferro em construção civil e transportes.
Chumbo em baterias de automóveis e na construção civil.
Manganês usado na fabricação de aço, ligas metálicas em geral e na
indústria de tintas.
Cromo na confecção de ligas metálicas (aço inoxidável) e em curtumes.
14) a) 5 CO + I2O5 → 5 CO2 + I2
b) I2O5 + H2O → 2 HIO3
c) 2 HIO3 → I2O5 + H2O
2 mols
---------------
2. 176g ---------------
1 mol
18 g
De cada 2 mols de HIO3 que reagem (352 g) é produzido 1 mol de água (18 g).
Desse modo, temos:
352 g ------------ 100%
18 g ------------ x
x = 5,1% do HIO3 é transformado em água.
15)
a) A fórmula geral NOx representa os óxidos NO e NO2. Esses óxidos são
formados no interior da câmara de combustão dos motores dos automóveis
a partir da reação do N2 e do O2 do ar atmosférico. As equações a seguir
podem representar essas transformações:
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
e
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
b) De acordo com o texto, essa transformação ocorre na superfície do asfalto.
Sendo assim, caso a camada de asfalto esteja encoberta por poeira, óleo,
borracha dos pneus, etc, o processo perderá a eficiência, devido à falta de
contato entre os NOx e o TiO2. A ausência de luz também diminuirá a
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
a
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
eficiência dessa transformação, visto que, de acordo com o texto, a reação
ocorre na presença de luz.
16)
a) K2O + H2O → 2 KOH
SO3 + H2O → H2SO4
hidróxido de potássio
ácido sulfúrico
b) KOH + H2SO4 → KHSO4 + H2O hidrogenossulfato de potássio
17) a) Vanádio. O número de elétrons na camada de valência é igual a 2.
b) Os óxidos de fórmula geral NOx são o NO e o NO2
NO + H2O → não reage => logo, NO é um óxido neutro.
NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 => logo, NO2 é um óxido ácido.
18) a) O vinagre.
b) H3CCOOH, H2O, H3CCOO–, H3O+.
19) HClO4 > H2SO4 > HNO2 > HClO
20)
a) ácido cloroso
b) ácido (orto)fosfórico
c) ácido perclórico
d) ácido sulfuroso
e) ácido pirofosfórico
f) ácido brômico
g) ácido nitroso
h) ácido fosforoso
21)
III, IV, II, I, V
I.
H2SO4 → Adicionado em baterias de automóveis
II.
H3PO4→ Adicionado em bebidas e refrigerantes
III.
HCl → Encontrado no comércio como ácido muriático
IV.
CH3COOH→ Usado para temperar saladas
V.
HCN → Extremamente tóxico
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
a
3 série do Ensino Médio - REVISIONAL
QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
22)
I.
Verdadeiro
II.
Verdadeiro
III.
Verdadeiro
IV.
Verdadeiro
V.
Falso. Os compostos H3BO3 e H2CO3 formam soluções aquosas com
baixa condutividade elétrica.
23) HIO e HBrO4. H2SO3→ ácido sulfuroso e H3PO4→ ácido fosfórico
24) H2SO3 e H2SO4. O ácido mais forte é o H2SO4, pois a diferença entre o número
de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ácido é igual a 2,
enquanto no H2SO3 essa diferença é igual a 1.
25) a) CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2
b) A cal viva é adicionada ao solo na agricultura para elevar o seu pH.
26) Hidróxidos.
Cr(OH)3 Hidróxido de cromo III
Sn(OH)2 Hidróxido de estanho II
Pt(OH)4 Hidróxido de platina IV
Hg(OH)2 Hidróxido de mercúrio II
27)
Fórmula
Nome
Classificação quanto a
Força
Número de
Solubilidade
hidroxilas
KOH
Hidróxido de potássio
Forte
Monobase
Solúvel
Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio
Fraca
dibase
insolúvel
NH4OH
Hidróxido de amônio
Fraca
Monobase
Solúvel
*AgOH
Hidróxido de prata
fraca
Monobase
Insolúvel
GABARITO COMENTADO – QUÍMICA
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
28) Podem ser incluídas duas bases fracas, como hidróxido de magnésio e hidróxido
de alumínio.
29) a) Y pertence à família dos metais alcalinos.
b) NaOH (hidróxido de sódio) é empregado na fabricação de sabão e glicerina.
30)
Ca 2+ + 2OH − → Ca(OH) 2
31) Para que se possa levar à boca é necessário ser uma base fraca e não tóxica;
portando pode ser Mg(OH)2 e Al(OH)3.
32)
a) Sulfato de alumínio, hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio.
b) Al2(SO4)3, NaClO, e Ca(ClO)2.
c) Cloro gasoso, Cl2.
d) Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2  2 Al(OH)3 + 3CaSO4
33)
a) CaO + H2O  Ca(OH)2
b) É acrescentada ao solo para diminuir a acidez.
34) a) NaHCO3, Fe2(SO4)3
b) nitrato de amônio, iodeto de chumbo II ou iodeto plumboso.
35) C2O42–(aq) + Fe2+(aq) → FeC2O4(s)
36) Fosfato de cálcio Ca3(PO4)2, insolúvel.
Carbonato de cálcio CaCO3, insolúvel.
Carbonato de magnésio MgCO3 insolúvel
Sulfato de estrôncio SrSO4 insolúvel.
37) NaHCO3; ZnHS; K2Cr2O7; NaNO2
38) Presente no fluido extracelular dos animais e obtido da água do mar temos o
NaCl, cloreto de sódio; e de importância na síntese de hormônios tireoideanos
temos o NaI, iodeto de sódio.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
39) Hipoclorito de sódio – NaClO; óxido de cálcio – CaO; ácido acético – H3CCOOH;
dióxido de carbono – CO2; hidróxido de magnésio – Mg(OH)2.
40) I - ácido sulfúrico, H2SO4
II - hipoclorito de sódio, NaClO.
III - trióxido de enxofre, SO3.
IV - hidróxido de sódio, NaOH.
41)
A
( I ) NaHCO 3
( II ) CaSO 4
( III ) ZnO
( IV ) NaF
( V ) NaI
42)
B
(IV) É uma das substâncias constituintes das pastas
de dentes.Evita a formação de cáries.
(V) É adicionada ao sal de cozinha para evitar a
formação do bócio.
( I ) Pode ser usada como fermento na manufatura de bolos.
(III) É um óxido usado como protetor solar pelos surfistas.
(II) É um sal usado para engessar membros fraturados.
a) Íon sulfeto: 16S2– => 18 elétrons => 17Cl1– ânion: cloreto;
béquer “A”.
b) ânion: nitrato => 𝑁𝑂31− ;
cátion: Mg2+; sal: Mg(NO3)2
43)
a) Em I, AlCl3 é um ácido de Lewis e Cl-1 é uma base de Lewis; em II, são bases
de Brönsted NH3 e Cl-1 e são ácidos de Brönsted HCl e NH4+1; já em III, H2SO4 e
H2NO3+1 são ácidos de Brönsted e HNO3 e HSO4+1 são bases de Brönsted.
b) Em II os pares conjugados são: NH3 e NH4+1 / HCl e Cl-1 e em III os pares
conjugados H2SO4 e HSO4+1 / H2NO3+1 e HNO3.
44) Na equação a água atua como base de Brönsted e na equação b ela atua como
ácido de Bronsted, pois no primeiro caso recebe H+ e no segundo doa prótons.
É, portanto uma substância anfiprótica.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
45)
I – Errada com base em todas as teorias
II – Correta com base apenas na teoria de Lewis
III – Errada com base em todas as teorias
IV – Errada com base em todas as teorias
V – Correta de acordo com as teorias de Brönsted-Lowry
VI – Correta de acordo com Arrhenius
46)
a) Preparação da uréia (III) 2NH3 + CO2 →(NH2)2CO + H2O
Preparação do sulfato de amônio (II) NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
b) A reação do quadro III não pode ser considerada uma reação ácido-base de
Brönsted-Lowry, uma vez que não há transferência de prótons.
c) SIM. O quadro I, pois no produto final teríamos também N no nitrato.
47) A adição de vinagre ou limão faz o extrato mudar de cor, pois o aumento da
concentração de H+ no meio faz com que o equilíbrio desloque-se no sentido de
consumir o H+, ou seja, de intensificar a cor amarelo e diminuir a cor roxa.
48) Suco de tomate: amarelo, água da chuva: amarelo, e água do mar: azul.
49)
a) Sim, pois a solução tem pH menor que 7.
b) Não, porque a solução de carbonato de sódio tem pH maior que 7. A solução
ficará azul.
c) Sim, porque a solução é neutra, tem pH igual a 7.
d) Sim, porque a solução de anilina é básica, de pH maior que 7.
e) Não, pois a solução de fenol é ácida e tem pH menor que 7, adquire cor
vermelha.
50) (V)
(F) A amônia comporta-se como uma base de Lewis, porque ela doa um par de
elétrons.
(V)
(V)
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
51) Irá identificar apenas a solução de soda cáustica, visto que é a única solução
com pH básico suficiente para mudar a cor da fenolftaleína de incolor para
vermelho.
52) Letra D. Dentre os compostos apresentados, foi dito que o de numero 2 não se
dissolveu
em
água.
Conclui-se,
então,
tratar-se
do
naftaleno.
Foi dito também que apenas o composto 3, quando dissolvido em água, resultou
em uma solução condutora de corrente elétrica. Podemos afirmar, então, que o
composto 3 ao se dissolver em água liberou íons, sendo então o cloreto de sódio
(NaCl).
53) Letra A. O mercúrio por ser um metal é um bom condutor de corrente elétrica.
54) Letra D. Se o sólido em questão, quando fundido puro, não conduz corrente
elétrica, podemos afirmar que esse sólido não apresenta ligação iônica. Sabendo
que a solução aquosa desse sólido conduz corrente elétrica podemos afirmar
que o mesmo ao ser colocado em água sofreu ionização, o que nos faz afirmar
se tratar do ácido cis-butenodioico.
55) Letra B. A condução de corrente elétrica em uma solução aquosa é propiciada
pela presença de íons livres na mesma. Quando temos uma base em água,
temos a presença de íons OH- livres que ao decorrer da titulação serão
consumidos, o que acarretara na diminuição da condutibilidade da solução.
56)
(V)
(V)
(V)
(V)
(F) O arranjo cristalino é uma característica dos compostos iônicos.
57) Letra B
I.
Verdadeiro
II.
Falso. O álcool etílico não forma íons em solução aquosa.
III.
Verdadeiro
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
IV.
Falso. A constante de ionização da água apresenta um valor muito
pequeno, logo a formação dos íons hidrônio e hidróxido é pouco
favorecida o que a torna um fraco condutor de corrente elétrica.
58) Letra A. No esquema notamos a presença de cátions bivalentes e ânions
monovalentes na solução aquosa do sal, característica do MgCl2.
59) Letra A. O sólido A, por ser solúvel em água e condutor de corrente elétrica em
meio aquoso possui predominantemente ligações iônicas. O sólido B é solúvel
em água, porem não conduz corrente elétrica em meio aquoso apresentando,
portanto, predominantemente ligações covalentes. O sólido C é condutor de
corrente elétrica no estado sólido e insolúvel em água, sendo um metal.
60) Letra D. Para que uma solução conduza corrente elétrica ela necessita
apresentar íons livres.
61) Letra B. Para que uma solução conduza corrente elétrica ela necessita
apresentar íons livres.
62) Letra A.
I) 2NaClO2(aq) + Cl2(g) → 2ClO2(aq) + 2NaCl(aq)
II) 2NaClO2(aq) + HOCl(aq) → 2ClO2(aq) + NaCl(aq) + NaOH(aq)
III) 5NaClO2(aq) + 4HCl(aq) → 4ClO2(aq) + 5NaCl(aq) + 2H2O(l)
63)
Letra D.
No AgO o número de oxidação da prata é +2
No NaO2 o número de oxidação do oxigênio é – ½, por se tratar de um
superóxido.
No H2S2O8 o número de oxidação do enxofre é +6, o fato de ser um
peroxoácido, contém 6 oxigênios com NOx – 2 e dois com NOx– 1, o
hidrogênio tem NOx + 1. Logo teremos a seguinte relação (+1x 2) + (– 2x6) +
(– 1x2) + 2 X = 0 ⇒ 2X = 12 ⇒ X = + 6
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
No Ni (CO)4 o número de oxidação do níquel é igual à zero, pelo fato do
carbono ser +2 e do oxigênio ser – 2.
No U3O8 o número de oxidação do urânio é +16/3, pelo fato do oxigênio ser
igual a – 2. Teremos então: (3X) + (– 2x8) = 0 ⇒ 3x = 16 ⇒ X = +16/3
64) Letra C.
(F) O número de oxidação do N é +3
(F) Carga formal = (número de elétrons de valência) - (número de elétrons
não ligantes + 1/2 número de elétrons ligantes)
Carga formal = 5 – (1 + 6/2)
Carga formal = +1
(V)
(F) Os dois átomos de oxigênio apresentam carga formal igual à zero.
Carga formal (oxigênio que faz dupla ligação) = (número de elétrons de
valência) - (número de elétrons não ligantes + 1/2 número de elétrons
ligantes)
Carga formal = 6 – (4 + 4/2)
Carga formal = 0
Carga formal (oxigênio que faz ligação simples) = 6 – (6 + 0)
Carga formal = 0
65) Letra C.
66) Letra A. I2 ⇒ NOX = 0
NI3 ⇒ NOX = +1.
67) Letra A.
Óxido X⇒ foi utilizado para neutralizar uma base, então podemos afirmar que o
mesmo possui caráter ácido (CO2)
Óxido Y ⇒ foi utilizado para neutralizar um ácido, logo apresenta caráter básico
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
(CaO).
Óxido Z ⇒ ao ser dissolvido em água produziu uma solução ácida (SO3).
68) Letra B. Na2O ⇒ Óxido básico utilizado para resolver problema de acidez.
SO2 ⇒ Óxido ácido utilizado para resolver problema de alcalinidade.
69) Letra B. Os óxidos N2O, NO e CO são considerados óxidos neutros.
70) Letra A. Pb3O4 é um óxido duplo formado por PbO2 e PbO.
71) Letra C. O metano (CH4) apresenta geometria tetraédrica, é apolar e um dos
responsáveis pelo efeito estufa.
72) Letra A. Na2O ⇒ Óxido básico e iônico
NaOH ⇒ Base forte de Arrhenius.
73) Letra B. Óxidos básicos ao reagirem com água formam uma base.
74) Letra C.
I.
Falso. A fórmula do hidróxido de amônio é NH4OH.
II.
Verdadeiro
III.
Verdadeiro
IV.
Falso. A fórmula da amônia é NH3.
V.
Falso. O cheiro irritante é proveniente da amônia
75) Letra A. O óxido de caráter ácido CO2 em água dá origem ao ácido carbônico.
76)
01) Verdadeiro.
02) Verdadeiro
04) Verdadeiro
08) Verdadeiro
16) Falso. O Pb(OH)2 é praticamente insolúvel.
77) Letra A. O nitrogênio é uma base de Lewis por ter um par de elétrons disponível
para doar.
78)
00) Verdadeiro
01) Verdadeiro
02) Falso. Ao receber um íon H+ do ácido a água não forma uma base.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
03) Verdadeiro
04) Verdadeiro.
79) Letra E. As espécies HSO3- e NH3 por receberem um próton (H+) serão
classificadas como bases segundo Bronsted e Lowry. Já as espécies NH4 e
H2SO3 por doarem prótons (H+) serão classificadas como ácido.
80) Letra B. Essa reação só é possível porque o boro apresenta um orbital “p” vazio.
81)
00) Verdadeiro
01) Verdadeiro
02) Verdadeiro
03) Verdadeiro
04) Falso.
82)
00) Falso. A fenolftaleína (incolor) apresenta um caráter ácido, pois apresenta
dois grupos fenol.
01) Verdadeiro.
02) Verdadeiro
03) Verdadeiro
04) Verdadeiro
83) ALTERAÇÃO DO GABARITO. Letra D. Ao misturarmos os reagentes do
experimento 1 com os do experimento 3 teremos uma neutralização total, que é
indicada pela cor amarelo-pálido do indicador. Isso acontece porque o volume de
ácido e base serão iguais e como os dois estão na mesma concentração o meio
ficará neutro.
84) Letra A. O cloreto de amônio é a única substância com caráter ácido, capaz,
portanto de fazer com que o indicador fique incolor.
85)
01) Verdadeiro.
02) Verdadeiro.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
04) Falso. O acetato de sódio é um sal de caráter básico, portanto o indicador
ficará azul.
08) Falso. Em uma solução de cloreto de amônio o indicador apresentará cor
amarela, pois esse sal tem caráter ácido.
86) Letra E. O dióxido de nitrogênio (NO2) é um óxido ácido. Quando o mesmo for
borbulhado em água formará uma solução ácida (pH <7) que na presença do
indicador alaranjado de metila apresentará coloração vermelha.
87)
a) Pela adição de NaOH, os íons hidroxila (OH–) retiram H+ deslocando o
equilíbrio para a direita, e a solução apresentará coloração amarela.
b) A hidrólise do NH4Cl pode ser representada pela equação:
Com a adição do NH4Cl:
• à solução I → coloração amarela
Podemos concluir que o pH é menor que 6.
• à solução II → coloração amarela
Podemos concluir que o pH é menor que 5,2.
• à solução III → coloração vermelha
Podemos concluir que o pH será maior do que 5 e menor do que 5,2 (5 < pH
< 5,2).
88) Letra E.
I) A solução aquosa B ao se tornar rosada com a adição de fenolftaleína é
caracterizada como uma solução básica. Uma solução capaz de apresentar tal
característica é solução de NaOH
II) Para a solução utilizada no item I tornar-se incolor, teríamos que mistura-la a
uma solução ácida. A solução ácida (amostra A) em questão seria o H2SO4.
III) Ao misturarmos a solução A (ácido sulfúrico) e a solução C com a solução D
obtemos um precipitado branco. A única substância que poderia produzir um
precipitado branco ao reagir com o ácido sulfúrico seria o cloreto de bário.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
Podemos afirmar então que a substância D se trata do cloreto de bário e a C do
sulfato de potássio.
89) Letra C. Soluções aquosas de substâncias básicas tendem a apresentar
coloração rósea na presença de fenolftaleína. Conclui-se, portanto, que a
substância A é uma base. Ao misturarmos a substância B na A observamos o
desaparecimento da coloração rósea, ou seja, a neutralização da base, o que nos
leva a afirmar que a substância B se trata de um ácido.
90) Letra B
Cálculo do pH das soluções:
I.
Limpa forno [OH-]= 1,0 x 10-1
pOH = - Log [OH-]
pOH = - Log [1,0 x 10-1]
pOH = 1
II.
pH + pOH = 14 ⇒ pH = 13 (Amarelo)
Vinagre [OH-]= 1,0 x 10-11
pOH = -Log [OH-]
pOH = -Log [1,0 x 10-11]
pOH = 11
III.
pH + pOH = 14 ⇒ pH = 3 (Vemelho)
Água do mar [OH-]= 1,0 x 10-6
pOH = - Log [OH-]
pOH = -Log [1,0 x 10-6]
pOH = 6
IV.
pH + pOH = 14 ⇒ pH = 8 (Roxo)
Lágrima [H+]= 1,0 x 10-7
pH = - Log [H+]
pH = -Log [1,0 x 10-7]
pH = 7 (Roxo)
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
V.
Limpador com amônia [H+]= 1,0 x 10-12
pH = - Log [H+]
pH = - Log [1,0 x 10-12]
pH = 12 (Verde)
91) Letra D.
1) Ao apresentar coloração vermelha na presença do indicador 1, podemos
afirmar que o pH é maior que 5
2) Ao apresentar coloração verde na presença do indicador 2, podemos afirmar
que o pH é maior que 5,4
3) Ao apresentar coloração amarela na presença do indicador 3, podemos afirmar
que o pH é menor que 6.
Conclui-se então que essa solução apresenta um pH entre 5,4 e 6.
ESTUDO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
1)
a) I - Fe2O3(s) + 3 H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + 3 H2O(l)
II - 2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 6 H2O(l)
III - 3 CaO(s) + 2 H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) + 3 H2O(l)
IV - MgCl2(aq) + CaCO3(aq) → CaCl2(aq) + MgCO3(s)
b) I - Fe2(SO4)3 - Sulfato de ferro III ou sulfato férrico
II - Al2(SO4)3 - Sulfato de alumínio
III - Ca3(PO4)2 - Fosfato de cálcio
IV - CaCl2 - Cloreto de cálcio
MgCO3 - Carbonato de magnésio
c) São reações de precipitação III e IV.
2)
a) A espuma apaga o fogo, pois isola, impede o contato entre o material
combustível e o material comburente, o gás oxigênio.
b) 2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2CO2(g)
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
c) A solução de bicarbonato de sódio apresenta pH maior que 7 porque sofre
hidrólise básica em contato com a água.
3)
Lítio. Na2CO3 + Li2SO4 → Li2CO3 + Na2SO4
4)
a) No erlenmeyer, ocorre a seguinte reação:
2 NaHCO3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 CO2(g) + 2 H2O(l)
No tubo de retenção, ocorre a seguinte reação:
CO2(g)+ 2NaOH (s) → Na2CO3(s) + H2O (l)
b)O teor de bicarbonato pode ser medido pela diferença da massa inicial do
tubo de retenção, comparando-se com a massa ao fim da reação. O
aumento da massa é a retenção do CO2 gerado, assim basta fazer-se uma
regra de três e verificar o teor, comparando-se a massa do comprimido com
a massa de CO2 gerada.
5)
4–1–2–5–3
6)
a) HCl + NaHCO 3 (aq) → NaCl
(aq)
+ H 2 O (l) + CO 2(g)
b) Na reação observa-se que o bicarbonato de sódio em contato com ácidos
fortes, no caso específico o HCl, apresenta um comportamento básico, capaz
de neutralizar o excesso de ácido clorídrico presente no estômago.
7)
a) Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 (s) + 2 H2O
b) A reação de neutralização forma BaSO4 insolúvel. Ao formar o
precipitado, os íons em solução são removidos, diminuindo a condutividade
elétrica no trecho a-p, até um valor próximo a zero no ponto de equivalência
(ponto p na figura). A partir do ponto de equivalência p, o ácido, que continua
a ser adicionado, se ioniza e a condutividade elétrica volta a crescer no
trecho de p-b.
8)
a) i) CuSO4(aq) + (NH4)2S(aq) → CuS(s) + (NH4)2SO4 (aq)
ii) 3BaCl2(aq) + 2K3PO4 (aq) → Ba3(PO4)2 (s) + 6KCl(aq)
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b) i) NH4+ e SO42–
ii) K+ e Cl–
c) i) sulfeto de cobre II
ii) fosfato de cálcio
9)
Ocorre as reações
a) Al2(SO4)3(aq) + 3 Cu {Sulfato de alumínio}
c) NaCl(aq) + Cu(s) { Cloreto de sódio} e d) 3 Ag2SO4(aq) + 2Au {Sulfato
de prata}
10) a) 2 K (s) + 2 H2O(l)  2 KOH(aq) + H2(g).
b) O gás liberado é o hidrogênio e a adição de gotas de fenolftaleína deixará
o meio vermelho.
11)
II - Ni2S3 + 4 O2  2 NiO + 3 SO2
III - 2 NiO + C  2 Ni + CO2
12)
a) Hg(l) + MgSO4(aq)
b) 3 H2 (g) + 2 AlPO4(aq)
d) Cℓ2(g) + 2 NaF(aq)
f) S(s) + 2 KBr (aq)
13) A chama resulta da combustão do gás hidrogênio liberado na reação do
sódio metálico com a água.
14) Sobre a moeda haveria a formação de um depósito sólido de prata devido a
reação de deslocamento: Cu(s) + 2 AgNO3(aq)  2Ag (s) + Cu(NO3)2(aq)
15) Fe(s) + 2HTa (aq)  FeTa2 (aq) + H2(g)
16)
a) reações químicas.
b) deslocamento; dupla troca.
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QUÍMICA: Átomo, Substâncias e Reações– Volume 1
c) substâncias; composta.
d) decomposição.
e) troca; composta.
f) troca; compostas; compostas.
g) produzidas.
h) equações.
i) reação de síntese.
17) d, a, e, b, c.
18)
a) → Na2SO4+ 2 H2O
b) → Na2SO4+ H2O
c) → H2+ ZnSO4
d) → CaCO3 + H2O
e) → NaNO3+ PbSO4
f) → CaO + CO2
g) → NaOH + H2
h) → 2HCl
19)
a) A adição de uma solução aquosa de ácido clorídrico nesse equilíbrio
desloca-o no sentido dos reagentes, uma vez que o íon H+ consumirá o íon
OH-.
b) O íons Fe2+ é oxidado a Fe3+ e o oxigênio é reduzido a O2-.
20)
Semi-reação de redução: 4KNO3 + 20 e- → 2K2O + 5 O2 + 2N2
Semi-reação de oxidação 5S + 5 O2  5SO2 + 20 eAgente redutor = S Agente oxidante = KNO3.
21)
a) Para a reação I:
Semirreações: Cr6+ + 3e– → Cr3+
Hg → Hg2+ + 2e–
agente oxidante: CrO42– (estado de oxidação do Cr: +6);
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agente redutor: Hg(l)(estado de oxidação do Hg: 0).
Para a reação II:
Semirreações: Hg2+ + 2e– → Hg
Fe → Fe2+ + 2e–
agente oxidante: HgSO4 (estado de oxidação do Hg: +2);
agente redutor: Fe(s) (estado de oxidação do Fe: 0).
b) De acordo com as reações I e II, o íon cromato, o Fe(s) e os íons H+ são
os reagentes consumidos.
22) Resposta: agente oxidante = NiO2 (s) Δ NOx = 1; Agente redutor = Cd (s) Δ
NOx = 2.
23) Agente redutor: SO2, agente oxidante KMnO4 e número total de elétrons
envolvidos na reação é 10.
24)
a) 1 + 8 + 3 + 2 + 3 + 7=24
Agente oxidante: Cr2O7 2- ( dicromato) e agente redutor o CH3CH2OH (álcool
etílico).
b) A mudança de cor ocorre pelo fato de variar o NOx do cromo no dicromato
(+6 coloração alaranjada) para NOx +3 cor verde,
25)
a) Transformação do vapor d’água
H2O + Ce2O3(s) → 2CeO2(s) + H2(g)
Transformação do dióxido de carbono
CO2 + Ce2O3(s) → 2CeO2(s) + CO(g)
As duas reações consomem Ce2O3(s); assim, devem ocorrer depois que o
dispositivo recebe luz, para que ocorra a transformação de Ce3+ em Ce4+
conforme a reação:
2CeO 2 (s) → Ce 2 O 3 (s) +
↑
luz
1
O2
2
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b) As reações de CO2 e H2O com Ce2O3 produzem H2 e CO, uma mistura
gasosa combustível, portanto capaz de fornecer energia.
Mas, observando a combustão dessa mistura:
H2 +
CO +
1
2 O2
→ H2O
1
2 O2
→ CO2
notaremos que haverá regeneração das quantidades iniciais de H2O e CO2.
Ou seja, não se constatará redução da poluição.
26)
a) Substância B: Ba3(PO4)2
Substância H: CH3CH=CH2
Br
Substância I:
CH3CHCH3
Substância C: Dicromato de potássio
Substância E: Ácido clorídrico
b) A: Base
D: Sal
F: Óxido
c) 1K2Cr2O7(aq) + 6FeCl2(aq) + 14HCl(aq) → 2KCl(aq) + 6FeCl3(aq) + 2CrCl3(aq) +
7H2O(l)
Agente redutor: FeCl2
Agente oxidante: K2Cr2O7
d) Estado de oxidação do átomo de carbono secundário da substância I é
igual a 0 (zero).
Hibridização do carbono da substância G é sp.
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27) Soma = 10. São transferidos 3 elétrons
28) Reação I: 2, 1, 1, 4 – reação II: 8, 4, 8, 1 – reação III: 4, 3, 1, 12.
29) No processo de gaseificação descrito no texto ocorrem apenas as
reações I e III.
Em I: Agente oxidante = H2O Agente redutor = CO
Em III: Agente oxidante = O2 e H2O Agente redutor = C
30) 5
31) 4Na + 3CO2  2Na2CO3 + 1C
32) Letra E. Na reação I encontramos o exemplo de uma reação de dupla troca,
formando como um dos produtos o clorato de potássio.
33) Letra E. Ao analisarmos a reação, percebemos que o Na sofreu oxidação
(seu NOX passou de zero para +1) e o hidrogênio sofreu redução (seu NOX
passou de +1 para zero), tratando-se, portanto de uma reação de
oxirredução.
34) Soma = 14
01) Falso. A reação III é uma reação de dupla troca.
02) Verdadeiro.
04) Verdadeiro.
08) Verdadeiro.
16) Falso. A reação VI é uma reação de decomposição.
35) Letra D. A primeira reação é caracterizada como uma reação de síntese e a
segunda é uma reação de combustão.
36) Letra D. A calcopirita sendo um sulfeto misto de ferro e cobre pode ser
representado por CuFeS2. O sulfeto de cobre II possui fórmula molecular
CuS e o óxido de ferro II apresenta fórmula molecular FeO.
37) Letra C. A adição de magnésio a uma solução de ácido clorídrico (HCl)
promove a liberação do gás hidrogênio (H2), que é o gás presente no balão.
Quando esse gás sofre combustão, tem-se a seguinte equação:
H2(g) + ½O2(g) → H2O (g)
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38)
Letra B
I.
NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) → CH3COONa(s) + H2CO3(aq)↔ H2O(l)
+ CO2(g)
II.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
III.
Zn (s) + HCl(aq) → H2(g) + ZnCl(s)
IV.
CO2 (g) + CaOH(aq) → CaCO3(aq) + H2O (l)
39) Letra D. Temos a seguinte reação:
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
Pela análise da reação observamos que há um consumo do sulfato de cobre
II (CuSO4) que fornece coloração azulada a solução e formação de cobre
metálico.
40) Soma = 15
01) Verdadeiro
02) Falso. A reação II não representa uma reação de oxirredução, mas sim
uma reação de dupla-troca.
04) Verdadeiro
08) Verdadeiro
16) Falso. Na reação o zinco tem seu NOX variando de zero para +2
sofrendo, portanto, oxidação.
41) Letra C. Pela análise da tabela vemos que o Cu é o menos reativo dos
metais, seguido do Zn e do Mg, pois para que ocorra a reação, o metal que
foi mergulhado na solução tem que ser mais reativo que o metal encontrado
nos nitratos.
42) Letra C.
Reação 1 – H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Reação 2 – H2CO3 + 2Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O
43) Letra E. O óxido por ser anfótero, ao entrar em contato como uma base forte
irá apresentar caráter ácido.
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44) Letra A.
45) Letra D. Ao misturar-se o ácido clorídrico com os frascos, o único a
apresentar formação de bolhas foi o frasco y. Podemos deduzir a solução
constituinte desse frasco pela seguinte reação:
2HCl + K2CO3 →2 KCl + H2CO3 ↔ H2O + CO2(g)
Podemos afirmar, portanto que no frasco Y temos carbonato de potássio
(K2CO3).
Ao misturar-se as soluções dos frascos X e Y obteve-se a formação de um
precipitado, fato evidenciado pela reação a seguir:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2KOH
Podemos afirmar, portanto, que no frasco X encontra-se o hidróxido de cálcio
(Ca(OH)2).
46) Letra E
NaOH + Ca2+→ Na+ + Ca(OH)2
Na2CO3 + Ca2+→ Na+ + CaCO3
AlPO4 + Ca2+→ Al3+ + Ca3(PO4)2
Al2(SO4)3 + Ca2+→ Al3+ + CaSO4
47) Letra A
4H2O2 + PbS → PbSO4 + 4H2O
48) Letra D
I.
Verdadeiro
II.
Verdadeiro
III.
Falso. 6 mols de elétrons foram perdidos e ganhos na reação química.
IV.
Falso. A equação química já esta balanceada.
V.
Falso. Como o álcool etílico sofre oxidação ele é o agente redutor.
49) Letra C. O iodo formado no processo equivale à concentração de oxigênio
dissolvido.
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50) Letra A
2 C8H18 + 17 O2 → 16 CO + 18 H2O
51) Letra C. Por definição, reação de decomposição é a reação na qual uma
substância composta decompõe-se em duas ou mais substâncias, simples ou
compostas.
52) Letra C. O giz é composto principalmente de carbonato de cálcio (CaCO3)
que reagirá com o ácido acético do vinagre de acordo com a seguinte reação:
CaCO3(s) + CH3COOH(aq) → CH3COOCa(s) + H2CO3(aq)↔ H2O(l) + CO2(g)
53) Letra C.
1H3PO4 + 3KOH → 1K3PO4 + 3H2O
54) Letra A. A neutralização é uma reação de dupla troca.
55) Letra B. O oxigênio apresenta o mesmo NOX (-2) antes e depois da reação.
56) Letra C. 4KO2(s) + 2CO2(g) →2K2CO3(s) + 3O2(g).
57) a) 2NaC18H29SO3 + 51O2 → 36CO2 + 28H2O + 1H2SO4 + 1Na2SO4
b) A molécula de CO2 é apolar. Isso ocorre porque, embora as ligações
químicas entre carbono e oxigênio sejam polares, por tratar-se de uma
molécula linear, o momento de dipolo resultante na molécula será igual a
zero.
58) Letra C
Ca3(PO4)2(s) + 2H2SO4(l) + 2H2O(l) → Ca(H2PO4)2(s) + 2CaSO4. 2H2O(s).
59) Letra B.
Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
60) Letra D
2 Cm3+ + 3 Ba0 → 2 Cm0 + 3 Ba2+
61) Letra D. H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g). Nessa reação o oxigênio varia seu NOX
de -1 para 0, sofrendo oxidação.
62) Letra B. Nesta reação a água não é agente oxidante.
63) Letra E. No processo a prata recebe elétrons, e seu número de oxidação
passa de +1 para 0.
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64) Letra D. O mercúrio se reduziu pela ação do zinco.
65) Letra D. O processo em questão se trata de uma reação de oxirredução
66) Letra E. O oxigênio variou seu NOX de 0 para -2, sofrendo, portanto
redução. O cloro variou seu NOX de 0 para -1, também sofrendo redução. O
oxigênio e o cloro serão, portanto agentes oxidante.