Quimica geral exercicios , curtam para ponto

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Quimica geral .
Unidade 1 - Classificação da matéria; propriedades físicas e químicas da matéria.
1) Uma das formas utilizadas na adulteração da gasolina consiste em adicionar a esse combustível solventes orgânicos que formem misturas homogêneas, como o álcool combustível. Considere os seguintes sistemas, constituídos por quantidades iguais de: 1 - Gás oxigênio, gás carbônico e gás argônio; 2 - Água líquida, clorofórmio e sulfato de cálcio; 3 - N-heptano, benzeno e gasolina. Considere todos nas condições normais de temperatura e pressão. Qual das alternativas está correta? 
A) O sistema 1 é monofásico e homogêneo. 
B) O sistema 2 é bifásico e heterogêneo.
 C) O sistema 3 é trifásico e homogêneo. 
D) O sistema 1 e o sistema 2 são homogêneos. 
E) Todos os sistemas são monofásicos. 
2)Uma indústria química comprou certa quantidade de plástico de um fabricante. Antes de o produto ser usado, colhe-se uma amostra, a qual é submetida a uma série de testes para verificações. Um desses testes consiste em colocar uma fração da amostra em um equipamento e aquecê-la até o plástico derreter. A fração sofreu: 
A) Sublimação.
 B) Solidificação.
 C) Ebulição.
 D) Condensação. 
E) Fusão. 
3) Observe a tabela que apresenta as temperaturas de fusão e ebulição de algumas substâncias. Qual substância é sólida à temperatura ambiente (25 oC)? 
A) I.
 B) II.
 C) III.
 D) IV. 
E) V.
 4) Das descrições feitas a seguir, indique quais são referentes a propriedades químicas:
I) O ferro transforma-se em ferrugem na presença de ar e umidade. 
II) O ferro é cinza e sólido em temperatura ambiente. 
III) O papel produz cinzas ao pegar fogo.
 IV) O alumínio apresenta densidade de 2,7 g/cm3. 
V) O álcool ferve a 78 oC, sob pressão de 105 Pa (aproximadamente 1 atm). 
VI) A combustão do etanol libera gases e energia.
 A) Alternativa I.
 B) Alternativas I, II e III. 
C) Alternativa III e IV.
 D) Alternativas I, II e V.
 E) Alternativas I, III e VI 
5)Analise os itens abaixo, indicando aqueles que se referem a propriedades químicas das substâncias.
 I) A glicose é um sólido branco. 
II) O etanol entra em ebulição a 78,5 °C.
 III) O éter etílico sofre combustão.
 IV) O sódio metálico é um sólido mole e de baixo ponto de fusão. 
V) O metabolismo do açúcar no corpo humano gera a produção de dióxido de carbono e água. 
A) Alternativa I.
 B) Alternativas III e V. 
C) Alternativas III, IV e V. 
D) Alternativas I e V. 
E) Alternativa III.
Unidade 2 - Unidades de medida 
1) Complete as lacunas abaixo com os sinais () de acordo com as unidades utilizadas: I) 10 kg ___ 200 g II) 5000 mL ___ 0,92 daL III) 45,3 km ___ 7890 m IV) 0,371 dL ___ 37,1 mL V) 50,43 cg ___ 0,05043 kg 
A) 
 B) 
C) 
D) 
E) 
 2) Lorde Kelvin verificou experimentalmente que, quando um gás é resfriado de 0 ºC para -1 ºC, por exemplo, ele perde uma fração de sua pressão igual a 1/273,15. Raciocinou então que, na temperatura de -273,15 ºC, a pressão do gás se tornaria nula, ou seja, a energia cinética das partículas do gás seria igual a 0. Kelvin denominou a temperatura de -273,15 ºC de zero absoluto. Identifique a alternativa em que a conversão de unidades é correta
. A) 0 ºC é igual a -273,15 K
. B) -100 ºC é igual a -173,15 K. 
C) c) 300 K é igual a 26,85 ºC.
 D) 500 K é igual a -226,85 ºC. 
E) 26,85 K é igual a 300 ºC. 
3) Uma moeda de ouro puro tem massa de 31,1 g. Sabendo que a densidade do ouro é 19,3 g/mL, qual o volume dessa moeda? 
A) 0,6205 mL. 
B) 6,205 mL. 
C) 1,6114 mL.
 D) 0,1611 mL. 
E) 16,1144 mL. 
4) Um sólido flutuará em um líquido que for mais denso que ele. O volume de uma amostra de calcita, pesando 35,6 g, é 12,9 cm³. Em qual dos seguintes líquidos haverá flutuação da calcita? - tetracloreto de carbono (d = 1,60 g/cm³) - brometo de metileno (d = 2,50 g/cm³) - tetrabromoetano (d = 2,96 g/cm³) - iodeto de metileno (d = 3,33 g/cm³) 
A) Tetracloreto de carbono e brometo de metileno.
 B) Brometo de metileno.
 C) Tetrabromoetano e iodeto de metileno.
 D) Iodeto de metileno. 
E) Tetrabromoetano. 
5) Qual dos seguintes valores é diferente dos demais? I) 15000 mL. II) 15 dL. III) 150 cL. IV) 1,5 L. V) 0,15 daL. 
A) 15000 mL. 
B) 15 dL.
 C) 150 cL.
 D) 1,5 L. 
E) 1,5 daL
Unidade 3-Teoria atômica
1) A figura abaixo mostra o experimento de Rutherford com o uso de uma lâmina de ouro e partículas. Supondo que esse experimento fosse realizado com átomos que tivessem a estrutura proposta pelo modelo de Thomson, poderíamos afirmar que: 
A) As partículas alfa positivas atravessariam a lâmina de ouro, sendo observados poucos desvios.
 B) O anteparo apresentaria manchas luminosas dispersas de forma homogênea.
 C) Os átomos da folha de ouro impediriam totalmente a passagem das partículas. 
D) Os núcleos e elétrons dos átomos da lâmina de ouro absorveriam as partículas.
 E) Nenhuma das alternativas anteriores. 
2) A evolução da teoria atômica se deu através de modelos e conceitos propostos por diversos cientistas com base em suas experiências e observações. O conceito de matéria, como uma massa de carga positiva uniformemente distribuída, com os elétrons espalhados de modo a minimizar as repulsões eletrostáticas, pode ser creditado a: 
A) Dalton. 
B) Thomson. 
c) Rutherford. 
D) Demócrito.
 E) Nenhuma das anteriores. 
3) A teoria atômica de Dalton só não está claramente expressa em:
 A) A formação dos materiais dá-se através de diferentes associações entre átomos iguais ou não.
 B) O átomo possui um núcleo positivo envolto por órbitas eletrônicas. 
C) O número de átomos diferentes existente na natureza é pequeno. 
D) Os átomos são partículas que não se podem dividir.
 E) Toda matéria é formada por partículas extremamente pequenas.
 4) Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de:
 A) Elétrons mergulhados em uma massa homogênea de carga positiva.
 B) De uma estrutura altamente compacta de prótons e elétrons. 
C) Um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron. 
D) Uma região central com carga negativa chamada núcleo. 
E) Um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercado por elétrons.
 5) O modelo de Thomson propôs que o átomo seria formado por uma esfera de carga ............., contendo .................. incrustados, possuidores de carga elétrica ................... A alternativa que completa corretamente a frase é:
 A) Neutra/prótons e elétrons/positiva e negativa. 
B) Positiva/prótons/positiva.
 C) Negativa/elétrons/negativa. 
D) Positiva/elétrons/negativa. 
E) Positiva/nêutrons/nula
Unidade 4- Estrutura do átomo, número atômico, numero de massa, isótopo
1) 
Com base nesta figura e nos conhecimentos adquiridos sobre átomos, assinale a alternativa correta. 
A) Para determinado átomo, considerado isolado, o número de elétrons é igual ao número de prótons. 
B) O átomo tem camadas de acordo com seu número de elétrons. Contudo, todos os elétrons do átomo permanecem na camada de valência, onde ocorrem as reações. 
C) Em um mesmo elemento, os átomos são iguais, tendo as mesmas propriedades, a mesma dimensão, o mesmo raio, os mesmos elétrons na camada de valência e distribuição eletrônica. D) Em uma reação química, os mesmos átomos que aparecem nos reagentes aparecem nos produtos, e em igual número.
 E) Para formar uma molécula de água, sempre precisaremos de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (lei das proporções fixas). 
2) Átomos do elemento químico Sódio (Na) estão no terceiro período da tabela periódica, na família dos metais alcalinos, descritos com carga +1 em relação a seus íons. Lembrando que Z = p = e, A = p + n, assinale a alternativa correta em relação aos íons Na.
 A) Na tabela periódica, encontramos A = 20u. 
B) Na tabela periódica, encontramos Z = 9. 
C) São cátions bivalentes.
 D) Têm 10 elétrons e A = 23. 
E) Têm n = 7. 
3) Espécies atômicas que têm o mesmo número de elétrons são chamadas de isoeletrônicas. Utilizando uma tabela periódica como auxílio, marque a alternativa que apresente essas espécies.
 A) K+ e H- . 
B) Ca+2 e O- .
 C) F - e He+.D) K+ e Ar. 
E) K+ e F- . 
4) O avanço em pesquisas químicas e tecnológicas proporcionou inúmeras descobertas e a identificação de um grande número de elementos químicos. Outros elementos foram descobertos em laboratórios, átomos de elementos não naturais, chamados sintéticos. Assinale a alternativa que descreve a característica capaz de ser única para cada átomo, diferenciando-o de todos os outros.
 A) Número de ligações simples e duplas. 
B) Número de elétrons. 
C) Número atômico. 
D) Número de nêutrons.
 E) Carga formal.
 5) 
 A) 0, 2, 1 e um nêutron.
 B) 2, 0, 1 e dois elétrons, igual ao He (Z = 2). 
C) 1, 2, 0, um próton e um elétron. 
D) 0, 1, 2 e um próton. 
E) 1, 0, 2, um próton, um elétron e um nêutron
Unidade 5- Tabela periódica 
1) Quantos períodos e quantos grupos ou famílias existem na tabela periódica dos elementos? 
A) 18 e 7. 
B) 7 e 18.
 C) 8 e 10. 
D) 6 e 8. 
E) 9 e 8. 
2) Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que compõem o KCl, assinale a alternativa correta. Dados: K (Z=19) e (Z=17).
 A) O potássio possui maior caráter metálico. 
B) O cloro possui menos eletronegatividade. 
C) O cloro tem maior raio atômico. 
D) O potássio tem maior eletroafinidade. 
E) O potássio tem maior potencial de ionização.
 3) Os símbolos que representam os elementos químicos cobalto, cobre, potássio, prata e sódio são, respectivamente:
 A) Co, Cu, K, Ag, Na.
 B) C, Cu, Po, P, S. 
C) Co, Ce, Pt, Pr, Na. 
D) Ce, Cr, K, Ag, Si.
 E) C, Cr, Po, Ag, S. 
4) Que nome recebem as famílias 13, 14, 15, 16, 17 e 18?
 A) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e do hélio.
 B) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, dos calcogênios, dos halogênios e dos gases nobres. 
C) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, do flúor e dos gases nobres. 
D) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do oxigênio, dos halogênios e dos gases nobres. E) Família do boro, do carbono, do nitrogênio, do calcogênio, do halogênio e do neônio. 
5) Assinale a alternativa correta. Qual das alternativas abaixo apresenta um metal, um metaloide e um gás nobre, respectivamente?
 A) Na – Ge – He.
 B) K – Co – O.
 C) Ca – Sn – Xe. 
D) Cs – Fe – Kr.
 E) Al – Cu – N.
Unidade 6 formulas químicas, substancia moleculares e iônicas .
1) Sobre o X2Y3, onde X e Y formam um composto iônico, assinale a alternativa correta. 
A) X é o ânion e Y é o cátion.
 B) É provável que os átomos X e Y, no estado normal, tenham, respectivamente, 3 e 6 elétrons na camada de valência.
C) É uma molécula diatômica. 
D) Se X e Y são íons, o composto X2Y3 pode ser considerado uma molécula não iônica.
 E) X2Y3 representa a fórmula estrutural do composto. 
2) A fórmula entre cátion X3 e ânion Y -1 é:
 A) XY. 
B) XY3. 
C) X7Y. 
D) X3Y7. 
E) X7Y3. 
3) Assinale a alternativa correta:
A) Toda molécula deve, necessariamente, ser constituída por átomos de elementos diferentes.
 B) O hidrogênio (H2) não pode ser considerado uma molécula porque é constituído de elementos iguais. 
C) Um átomo que ganha elétrons torna-se um íon com carga negativa, chamado de ânion. 
D) Um átomo que ganha um próton é considerado um cátion.
 E) O cloreto de sódio (NaCl) é um composto não iônico porque o somatório das cargas de seu cátion e seu ânion é nulo. 
4) Sobre o composto formado pela combinação do elemento (X2) com o elemento (Y6-), assinale a alternativa correta.
 A) Não é um composto iônico. 
B) Tem fórmula X3Y.
 C) Tem cátion X6 . 
D) O ânion presente foi originado pelo átomo de X. 
E) Apresenta fórmula XY. 
5) Analise a molécula apresentada na figura e assinale a alternativa correta. 
A) A fórmula molecular da molécula representada na figura é C16H22N2O3. 
B) A figura apresenta a fórmula molecular da molécula, cuja fórmula estrutural é C14H22N2O3.
 C) A fórmula molecular da molécula em questão é C14H22N2O3.
 D) A fórmula molecular da molécula em questão é C12H2N2O3. 
E) A fórmula molecular da molécula em questão é C14H4N2O3.
Unidade 7 –Nomenclatura de compostos - errei uma 
1) É muito perigoso deixar uma piscina sem tratamento por mais de um mês. A água torna-se um foco de doenças, mesmo para quem não entrar nela. A dengue, por exemplo, é transmitida por um mosquito que se reproduz em águas paradas. Entre os compostos químicos empregados para manutenção de piscinas, encontramos o hipoclorito de cálcio, o sulfato de alumínio e o carbonato de sódio. Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, as fórmulas dos compostos citados.
 A) CaClO, Al2(SO4)3, NaCO3.
 B) Ca(ClO)2, Al2(SO4)3, Na2CO3.
 C) CaClO, Al3(SO4)2 , Na2CO3.
 D) Ca(ClO)2 , Al2(SO4)3 , NaCO3.
 E) CaClO, Al2(SO4)3, Na2CO3. 
2) Entre os ânions abaixo, indique a alternativa em que a valência está incorreta: 
A) Br - .
 B) S 2- . 
C) NO2 - .
 D) Cl 2- . 
E) F - . 
3) Entre os cátions abaixo, indique a alternativa em que a valência está incorreta:
 A) K+1 .
 B) Mg+2. 
C) Cs+1 .
 D) Co+3 . 
E) Na +1. 
4) Ácidos são substâncias que liberam somente como íon positivo o cátion hidrogênio (H+1 ), quando em soluções aquosas. Na prática, o cátion H +1 se combina com uma molécula de água, formando o cátion hidrônio (H3O- ). Os ácidos considerados os mais fortes são: H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HCl e HI. Os nomes desses ácidos são, respectivamente: 
A) Ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido cloroso, ácido brômico, ácido clorídrico, ácido iodídrico. B) Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido perclórico, ácido bromídrico, ácido clorídrico, ácido iodídrico.
B) 
C) Ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido perclórico, ácido bromídrico, ácido clorídrico, ácido iodídrico. 
D) Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido cloroso, 
C) Certa
D) ácido bromico, ácido clorídrico, ácido iodídrico. E) Ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido percloroso, ácido bromico, ácido clorídrico, ácido iodídrico
5: Assinale a alternativa correta em relação à classificação dos compostos em ácido, base, óxido e sal. 
 A) Ácido: III, VI, X Base: I, V, VII Óxido: II, IV, VII, IX
 B) Ácido: III, Base: I, V, VII Óxido: II, IV, VII, IX, VI Sal: X Ácido: III, VI Base: I, VII Óxido: II, IV, VII, IX 
C) Sal: V, X 
D) Ácido: III, VI Base: I, V, VIII Óxido: II, IV, VII, IX Sal: X
 E) Ácido: III, VI Base: V Óxido: I, II, IV, VII, VII, IX Sal: X) 
Unidade 8 - Estequiometria: Massa atômica, Massa molar e número de Avogadro
1) O cloro possui dois isótopos de massa atômica 35 u e 37 u, com porcentagens, respectivamente, iguais a 75% e 25%. Qual a massa atômica média do elemento Cl? 
A) 26,25 u. 
B) 36 u. 
C) 35,5 u. 
D) 3550 u. 
E) 9,25 u.
 2) Um elemento químico genérico X tem três isótopos com massas atômicas 1, 2 e 3 com porcentagens de 50, 30 e 20%, respectivamente. A massa atômica média do elemento X é: 
A) 1,70 u.
 B) 3 u. 
C) 33,33 u.
 D) 0,6 u.
 E) 2,70 u.
 3) O número de mols em 6,4 g de gás oxigênio é:
 A) 0,4 mol.
 B) 0,2 mol. 
C) 0,1 mol. 
D) 10 mol.
 E) 5 mol. 
4) Em um determinado tratamento de água, utilizou-se 0,355 mg de cloro (Cl2) por litro de água. Qual o número de moléculas de cloro utilizadas por litro? Dado: peso atômico do cloro = 35,5 u.
 A) 3,01 x 1018. 
B) 3,01 x 1019. 
C) 5 x 10-6. 
D) 6,02 x 1018.
 E) 6,02 x 1023. 
5) O peso atômico do cloro é 35,457. O fato de esse número não ser inteiro indica que: 
A) No núcleo do átomo de cloro devem existir outras partículas além de prótons e nêutrons. 
B) O cloro se apresenta na natureza como uma mistura de isótopos. 
C) Há um erro experimental na determinação dos pesos atômicos.
 D) O número de Avogadro não é um número inteiro. 
E) O peso atômico leva em conta o peso dos elétrons
Unidade 9 - Massa molecular e espectro de massas – ERREI UMA
1) Quando temos a estrutura de um composto e o injetamos no espectrômetro de massa, podemos prever o que esperar para o íon molecular, por exemplo. Analisando o composto abaixo, indique quantos picos você espera verificar para o íon molecular do p-diclorobenzeno. 
A) Três picos, pois o Cloro tem dois isótopos (35Cl e 37Cl).
 B) Dois picos, pois o Cloro tem doisisótopos (35Cl e 37Cl). 
C) Será possível identificar apenas um íon molecular, pois o espectro de massas identifica apenas um Cloro.
 D) A identificação do íon molecular depende da massa e da concentração da amostra analisada. E) Apenas um pico, pois as substituições estão em posições opostas na molécula. 
2) A espectroscopia de massa é um método direto e preciso para a determinação de massas atômicas e moleculares. Marque a alternativa correta. 
A) A espectroscopia de massas identifica os isótopos produzindo picos idênticos no espectro.
 B) Como resposta o espectrômetro de massas identifica os cátions produzidos com ionização, identificação a sua abundancia na amostra.
C) Os sinais gerados pelo espectro de massas são os ânions formados, gerados pelas colisões entre elétrons e átomos, que dependem da quantidade de amostra analisada. 
D) A relação apresentada no espectro de massas é a razão massa/carga que é definida pela razão de massa molecular da amostra pela concentração de amostra. 
E) Em uma análise por Espectrometria de Massas é possível detectar a concentração da amostra analisada e como grande vantagem, após a análise, a amostra é recuperada. 
3) Admite-se que os isótopos H1, H2, H3, Cl35 e Cl37 podem formar moléculas de ácido clorídrico (HCl). Com relação a essas moléculas, podemos dizer que: (Massa atômica média do H = 1u, Cl = 35u) 
A) Todas as moléculas apresentam a mesma massa.
 B) Suas massas moleculares variam de 36 a 40 unidades. 
C) Todas as moléculas apresentam o mesmo número de nêutrons. 
D) Apenas os isótopos mais abundantes podem originar moléculas identificáveis.
 E) Serão formadas apenas duas moléculas isotópicas de mesmo número de nêutrons. 
4) Sabendo que a massa molecular do ácido acético é 60,05 g.mol-1, quantos mols de moléculas essa massa representa e quantos mols existirão em 100 g desse composto? 
A) 1 mol e 3,2 mols de CH3COOH. 
B) 1,665 mol de CH3COOH está presente em qualquer massa de amostra.
 C) 2 mols e 6 mols de CH3COOH 
D) 1 mol e 1,665 mol de CH3COOH
 E) 1,5 mol e 2 mols de CH3COOH 
5) As primeiras descobertas que identificaram isótopos demonstraram diferentes composições para isótopos radioativos. Anos mais tarde, Aston (Prêmio Nobel de Química em 192 analisou, em um equipamento por ele mesmo criado, o espectrômetro de massa, a presença de isótopos estáveis, ou seja, isótopos provenientes de elementos não radioativos. A respeito dessa afirmação, está correto: 
A) Isótopos radioativos têm a mesma composição isotópica de isótopos não radioativos. B) Isótopos não radioativos e radioativos têm o mesmo comportamento e tempo de meia-vida. C) Isótopos considerados estáveis existem na natureza por pelo menos 24 horas.
 D) Marcações isotópicas ocorrem, por exemplo, utilizando solventes deuterados para análises químicas e podem ser realizadas somente com isótopos radioativos.
 E) Isótopos estáveis são assim chamados por não modificarem sua massa ao longo de sua existência, ao contrário dos radioativos, que decaem à medida que emitem energia.