Questões de Química

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1- Qual das partículas abaixo possui maior raio? Números atômicos: Cl (17); K (19); Ca (20); S (16), 
Ar (18) 
 S2- 
2- Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material explosivo. 
Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem cor 
amarela, de bário, cor verde e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons 
excitados dos íons metálicos retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais 
adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de: 
 Rutherford-Bohr 
3- 
 Al, d = 2,70 g/cm3 
 
21ml - 7ml = 14ml 
 
Como 1ml = 1cm³, o volume da barra é 14cm³. 
 
A densidade é calculada pela relação: 
 
D = m / V 
D = 37,8g / 14cm³ 
D = 2,7 g/cm³ 
4- Todo corpo que, devido à sua forma, se presta a determinada finalidade ou uso, como uma 
cadeira, uma faca ou um martelo, denomina-se: 
 Objeto. 
5- As propriedades da matéria podem ser classificadas como propriedades físicas e propriedades 
químicas. Qual é capaz de mudar a identidade de uma substância? 
 Propriedades químicas. 
6- Há várias formas de energia: a energia mecânica, que engloba as energias potencial (de posição) e 
cinética (de movimento), a energia elétrica, a energia química, a energia nuclear e assim por 
diante. Marque a alternativa que contradiz sobre Energia. 
 A energia cinética e a energia potencial são formas de energia que não tem relação ao 
movimento e à posição do sistema em relação a um referencial externo. 
7- Os óxidos básicos são sólidos iônicos de metais alcalinos e alcalinos terrosos que reagem com 
água formando bases. São exemplos de óxidos básicos, EXCETO: 
 N2O3 
 
8- Formulada em 1801, pelo químico francês Joseph Louis Proust, é também chamada de Lei das 
Proporções Definidas, Fixas ou Constantes. A lei de Proust estabelece que: 
 Em uma determinada reação química, realizada em diversas experiências, a proporção entre 
as massas dos reagentes ou produtos é constante. 
9- Na reação de 10 g de NaOH com CO foram obtidos 10,6 g de carbonato de sódio (Na2CO3). 
Assinale o valor do rendimento da reação? 
 80% 
2NaOH + CO2 --> Na2CO3 + H2O 
2(23+17) ---------> 2x23+12+48 
80 g de NaOH -----> 106 g de Na2CO3 
10 g ...............- ............. x............... => x = 13,25 g de Na2CO3 
 
Rendimento: 
13,25 g - 100% 
10,6 g . y ==> y = 80% 
10- Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus experimentos com balões, foi o responsável pelo 
segundo vôo tripulado. Para gerar o gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele utilizou 
ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação: Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g). 
Supondo-se que tenham sido utilizados 448 kg de ferro metálico, determine o volume, em litros, de 
gás hidrogênio obtido nas CNTP. 
 179.200 litros. 
 
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 
 
Massa molar do Fe = 56 g/mol 
 
Volume na CNTP vale = 22,4 L constante fixa. 
 
56 g de Fe ------------------> 22,4 L 
448000 g de Fe ----------->y L 
 
56.y = 448000 .22,4 
 
56y = 10035200 
 
y= 10035200 / 56 
 
y =179,2 L 
 
11- Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação balanceada: CaO(s)+2NH4Cℓ(s) 
2NH3(g)+H2O(g)+CaCℓ2(s) Se 112,0 g de óxido de cálcio e 224,0 g de cloreto de amônia forem 
misturados, então a quantidade máxima, em gramas, de amônia produzida será, aproximadamente 
Dados: Massas molares CaO=56g/mol; NH4Cℓ=53,5g/mol; NH3=17g/mol. 
 68,0 
CaO(s) + 2 NH4Cℓ(s)  2 NH3 + H2O(g) + CaCℓ2(s). 
56 g ------- 2 x 53,5 g 
112 g ------- X g 
X = 214 g de cloreto de amônio 
Como só 214 g de cloreto de amônio reagem com 112 g de óxido de cálcio o reagente limitante é o 
óxido de cácio. 
 
56 g de CaO ------------------- 2 x 17 g 
112 g de CaO ----------------- X 
X = 68 g de NH3 
12- Nas reações químicas, os catalisadores são substâncias: 
 que aumentam a velocidade da reação 
13- Considere a reação entre pedaços de mármore e solução de ácido clorídrico descrita pela 
equação: 
CaCO3 + 2HCl ---> CO2 + H2O + CaCl2 
A velocidade da reação pode ser medida de diferentes maneiras representada graficamente. Dentre os 
gráficos, o que representa corretamente a velocidade dessa reação é: 
 
14- Quantos mols de H2 são necessários para formar 4,5 mols de HCl? H2 + Cl2 → 2HCl 
 2,25 mols 
15- Na aula prática de laboratório, os alunos da Estácio realizaram um experimento contendo um 
comprimido efervescente de vitamina C intacto, pesando 3 g, em cada béquer em temperaturas 
distintas (ambiente, quente e gelada). Em cada situação foi obtido um tempo diferente. 
Considerando essa informação, marque a alternativa correta. 
 O tempo de dissolução do comprimido efervescente intacto, será menor quando o 
comprimido for dissolvido em água a 70 °C, pois temperatura interfere na dissolução. 
16- Um anel foi confeccionado utilizando-se 2 mols de ouro e 3 mols de prata. Analisando a jóia, um 
aluno de química concluiu que esta possuía uma maior massa de prata do que ouro. A conclusão 
do aluno é correta? 
 Não, porque, em 2 mols de ouro, há maior massa que em 3 mols de prata. 
 
17- Uma reação será espontânea quando apresentar: 
 Valor da Energia Livre de Gibbs negativo 
18- Sódio metálico e cloro gasoso são obtidos industrialmente pela passagem de corrente elétrica por 
NaCl fundido. Este processo de decomposição denomina-se: 
 Eletrólise 
19- A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozônio. Uma das reações que podem 
ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 
2 NO2 (g) + O3 (g) → N2O5 (g) + O2 (g) 
 Essa reação ocorre em duas etapas: 
 I. NO2 (g) + O3 (g) → NO3 (g) + O2 (g) (lenta) 
II. NO3 (g) + NO (g) → N2O5 (g) (rápida) 
 Assinale a alternativa que expressa CORRETAMENTE a lei de velocidade para essa reação: 
 v = k [NO2] [O3] 
 
20- Várias reações no nosso cotidiano ocorrem com perda e ganho de energia na forma de calor, pois 
a formação e a ruptura das ligações envolvem interação da energia com a matéria. Um grupo de 
alunos observaram as seguintes situações e classificaram em : I- Um alimento que está sendo 
cozido sobre o fogo está passando por uma reação Endotérmica. II- A reação de combustão que 
perde calor para o ambiente externo, é um exemplo de reação Exotérmica. III- A água líquida se 
solidifica, formando a neve é um exemplo de reação Endotérmica. Marque a alternativa que 
apresenta a classificação correta. 
 I e II. 
21- Em qualquer processo _________________ ocorre o aumento da Entropia 
 Espontâneo 
22- Um sistema gasoso sofreu uma transformação termodinâmica, recebendo 10J de calor de uma 
fonte térmica. O gás se expandiu e realizou 54 J de trabalho sobre as vizinhanças. Qual foi a 
variação da energia internado sistema? 
 - 44J 
U= Q – T 
U= 10 – 54 
U= - 44 J 
23- Nitrogênio (N2 ) tem sido oferecido em alguns postos de gasolina como uma alternativa para encher 
pneus, no lugar de ar (o oxigênio do ar, a altas pressões, diminui a vida útil dos pneus). Encheu-se 
um pneu, na temperatura ambiente (25°C) com nitrogênio, de modo que todo seu volume (20 litros) 
foi preenchido até uma pressão de 5 atmosferas. Dado: R = 0,082 atm.l.(K mol)-1 
a) Qual a massa de N2 introduzida no pneu? 
 n = 5 x 20 / 0,082 x 298 = 4,09 mols. 
 Como 1 mol de nitrogênio (N2) equivale a 28 gramas, teremos 
1 mol ® 28 g 
4,09 ® x , onde x = 114,5 g 
b) Se, ao começar a rodar, a temperatura do pneu aumentar para 60°C, sem que haja mudança no 
seu volume, qual a nova pressão no seu interior? 
P2 = P1T2/T1; Assim: 5 x 333 / 298 = 5,59 atm. 
24- O processo de Haber para a síntese da amônia foi um grande avançoem relação à fixação de 
nitrogênio atmosférico. No processo Haber, a síntese é realizada em temperatura de 400 a 500°C e 
pressão de 200 a 600 atm, utilizando um catalisador apropriado. A reação que ocorre é: 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 
a) Calcule a constante de equilíbrio para esta reação, sabendo que as concentrações dos reagentes e 
produto, no equilíbrio, foram medidas como sendo: 
[N2 (g)] = 0,15M; [H2 (g)] = 1,00M; [NH3 (g)] = 0,15M. 
K = [NH3(g)]
2 / [N2(g)] [H2(g)]
3 
Substituindo-se pelas concentrações de equilíbrio, encontra-se o valor da constante: 
K = (0,15)2/(0,15)(1)3 = 0,15 
b) Supondo um rendimento de 100% para a reação, calcule a quantidade em gramas de amônia 
produzida, partindo-se de 28g de N2 (g) e de um excesso de H2 (g). 
 1 mol de N2(g) ® 2 mols NH3(g) 
Logo: 28g de N2 produzirão 2x17 g de NH3 = 34 g 
25- Descreva as reações químicas para a obtenção de: 
a) propanoamida a partir do propanoato de etila; 
a) CH3 -CH2 -COOC2H5 + NH3 ® CH3-CH2-CONH2 + C2H5OH 
 (propanoamida) 
 
b) ácido propanóico a partir da propanoamida; 
b) CH3-CH2-CONH2 + H2O 
OH- 
CH3-CH2-COOH + NH3 
® 
 (ácido propanóico) 
 
c) propanonitrila a partir da propanoamida. 
c) CH3 -CH2 -CONH2 + P2O5 ® CH3 -CH2 -CN + H2O 
 (propanonitrila) 
25- Qual a massa de nitrobenzeno obtida na nitração de 5g de benzeno, supondo-se um 
rendimento da reação de 100%? 
A reação de nitração do benzeno pode ser escrita como: 
C6H6 + HNO3 ® C6H5NO2 + H2O 
peso molecular do benzeno (C6H6 ) : 78 
peso molecular do nitrobenzeno (C6H5NO2 ) : 123 
para rendimento = 100%, teremos: 
78 g benzeno ® 123 g nitrobenzeno 
5 g ® x 
logo x = 7,9 g 
26- A cebola é um bulbo que, ao ser cortado, desprende SO2 que, em contato com o ar, transforma-se 
em SO3. Este gás, em contato com a água dos olhos, gera o ácido sulfúrico, causando ardor e, 
consequentemente, as lágrimas. Estas reações estão representadas abaixo: 
 
SO2 + 1/2O2 ----- SO3 
 
SO3 + H2O ----- H2SO4 
 
Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, o volume de ácido 
sulfúrico produzido é, em litros: 
 SO₂ + 1/2 O₂ ⇒ SO₃ 
 
SO₃ + H₂O ⇒ H₂SO₄ 
 
*/ A proporcão de SO₂ para H₂SO₄ é de 1:1 (1 SO₂ para cada H₂SO₄) */ 
 
Logo: 
 
 1 mol de H₂SO₄ = 22,4 L 
0,1 mol de H₂SO₄ = x L 
 
x = 2,24 L 
27- Faça a distribuição eletrônica dos elementos a seguir: 
 
 C(Z=6): 1s2 2s2 2p2 
 
Ca(Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
 
28- Uma das alternativas para diminuir a quantidade de dióxido de carbono liberada para a atmosfera 
consiste em borbulhar esse gás em solução aquosa de hidróxido de sódio. A reação que ocorre é 
mostrada a seguir: 
 
CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O 
 
Sabendo que 44 g de dióxido de carbono reagem com o hidróxido de sódio, formando 106g de carbonato 
de sódio e 18g de água, qual é a massa de hidróxido de sódio necessária para que o gás carbônico seja 
totalmente consumido? 
 
44+x = 106+18 
x = 80g 
 
29- Use os dados termodinâmicos abaixo, para calcular ∆Gº e verificar a espontaneidade da 
decomposição do peróxido de hidrogênio, H2O2 (l), a 25ºC. Considere que a decomposição do 
peróxido de hidrogênio, possa ser representada pela equação abaixo, não balanceada: 
 
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) 
∆Hº= ∑∆Hºprod - ∑∆ºreag 
∆Hº= [2 mol. (-285,83KJ/mol) + 0] – 2 mol. (-187,78 KJ/mol) = - 571,66 – ( - 375,56) 
∆Hºreação= -196,1 KJ 
∆Sºreação= ∑∆Sºprod - ∑Sºreag 
∆Sº= [2 mol. (69,91 J/mol) + 1 mol (205,14 J/mol)] – [2 mol. (109,6 J/mol)] 
∆Sº= 139,32 + 205,14 – 219,2 J/K = 
∆Sº= 344,96 – 219,2 J/K= 
∆Sº 125,76 J/K → 0,12576KJ/K → 0,126 KJ/K 
 
∆Gº= ∆H - T∆S T= 25+ 273,15= 298,15 
∆Gº= (-196,1KJ) – 298,15 K . 0,126 KJ/K 
∆Gº= - 196, 1 KJ – 37,6 KJ 
∆Gº= - 233,7 KJ 
É ESPONTÂNEA A 25ºC PORQUE ∆G É NEGATIVO. 
 
30- O cobre metálico é muito utilizado como condutor elétrico. Para ser localizado desta forma, ele 
necessita apresentar uma pureza maior que 99%, que pode ser obtida através de um processo 
eletroquímico, denominado de refino eletrolítico. Neste processo, faz-se a eletrólise de uma 
solução aquosa de CUSO4, utilizando coo polo positivo cobre impuro a refinar. No processo 
descrito: 
 A reação CU+2(aq) + 2 e
- → Cu(s) ocorre no cátodo. 
31- Com relação à pilhas Mg | Mg+2|| Ca+2| Cu, determine: 
a) O polo positivo: 
b) O ânodo: 
c) A reação global: 
32- A corrosão de dutos é um sério problema na exploração do petróleo no mar. Uma alternativa 
simples para evitá-la é ligar os dutos a um metal de sacrifício. Considerando que os dutos 
utilizados em uma plataforma de exploração sejam de ferro, qual deve ser o metal adequado para 
evitar a corrosão? 
 O Zn, pois é um metal com maior potencial de oxidação ou menor potencial de redução. Ele 
perde elétrons e se oxida no lugar do ferro. 
33- A primeira etapa de recuperação do magnésio da água do mar consiste na precipitação de 
hidróxido de magnésio com óxido de cálcio, por meio da reação química balanceada representada 
abaixo. 
 Mg
2+
(aq) + CaO(s) + H
2
O(l) → Mg(OH)
2
(s) + Ca
2+
(aq). 
A massa de óxido de cálcio necessária para precipitar 116,6 g de hidróxido de magnésio: 
CaO= 56 g/mol 56_____58 x= 6.529,6/58 
Mg(OH)2= 58 g/mol x_____116,6 x= 112,5g 
34- O carvão Coque é o resíduo da destilação seca da Hulha, sendo muito usado em processos 
metalúrgicos, especialmente em siderurgia, devido a sua alta resistência mecânica. A combustão 
de 10g de um coque elevou a temperatura de 2 Kg de água de 22ºC para 59ºC. Calcule o seu 
poder calorífico em Kcal/g. (Dado: Calor específico da água=1cal/g.ºC) 
M= 2000g Q=mc∆T 2000g x 1 cal/gºC x 37ºC 
T1= 22º C Q=2000x1x37 =74000cal 
T2= 59ºC Q=74000J 
∆T= 37ºC 
35- Calcule a energia livre de Gibbs -padrão de combustão de acetileno: 
C2H2 + SO2 → 2 CO2 + H2O a 25ºC. 
∆Gºreação= ∑∆Gºprod - ∑Gºreag 
∆Sºreação= 2 x (-394,4)+(-228,6)-209,2 
= -1017,4 – 209,2 
= -1226,6 KJ 
36- Um gás sofre uma expansão, à pressão constante de 5000 Pa, e tem seu volume triplicado. 
Considerando que este sistema apresentava inicialmente um volume de 20 m3 , qual seria o 
trabalho realizado por este sistema? Considere ainda que este gás tivesse a sua energia interna 
aumentada em 100 kJ. Quanto calor estaria envolvido nesse processo? Ele seria endotérmico ou 
exotérmico? 
W= - P∆V ∆E= Q + KJ 
W= -P(V2-V1) 100 KJ= Q + (-200 KJ) 
W= - P (60-20) Q= 300KJ 
W= - 5000. (40) 
W= - 200000  -200 KJ 
37- Considere uma reação de combustão que apresente a variação de entalpia padrão igual a 210,8 
Kcal/mol e a variação da energia livre de Gibbs padrão igual a -840,4 kcal/mol. 
Responda justificando as suas respostas: 
a) Essa reação é endotérmica ou exotérmica? 
∆Hº < 0 → Exotérmica 
b) Essa reação é espontânea a 25ºC? 
Sim é espontânea já que ∆Gº < 0 
38- Tipo de ligação que ocorre geralmente entre metais e não metais, onde é observada a migração de 
um ou mais elétrons de um átomo para outro: 
 Ligação iônica 
39- As tendências para a eletronegatividade são opostas às tendências que determinam o caráter 
metálico. Os não metais apresentam os valores elevados de eletronegatividade, os metaloides têm 
valores intermediários e os metais têm valores baixos. Qual é o elemento mais eletronegativo da 
tabela periódica? 
 Flúor 
40- O oxigênio, indispensável à vida na Terra, é um dos elementos mais abundantes na natureza, 
sendo encontrado na proporção de 21%, em volume, no ar atmosférico.Combina-se com qualquer 
elemento, com exceção dos gases nobres, constituindo-se em um dos mais poderosos oxidantes. 
Uma das formas de obtê-lo puro, em laboratório, é através da reação de decomposição por 
aquecimento, de acordo com a reação balanceada abaixo: 
2 HgO(s) ⇒ 2 Hg(l) + O2(g) 
Com relação aos elementos mercúrio e oxigênio, e à reação acima, podemos afirmar que: 
 O mercúrio é um metal e o oxigênio é um não-metal 
41- O número de oxidação de qualquer elemento em sua forma elementar, independentemente da 
complexidade da molécula na qual ocorre, é: 
 0 
42- Para definir a polaridade de uma molécula é importante saber a respeito da eletronegatividade dos 
átomos envolvidos nas ligações e então determinar a polaridade da ligação associada à geometria 
molecular. São exemplos de moléculas com ligações polares, EXCETO: 
 Cl₂ , CO₂ , CH₄. 
43- Considere os seguintes potencias de redução padrão: 
 O cano de ferro deve ser oxidado, não haverá produção de corrente elétrica no fio 
condutor e oxigênio(O
2
) deve ser reduzido na superfície do cano de ferro. 
44- A reação de combustão da gasolina pode ser representada através da equação balanceada a 
seguir: 
2 C8H18 (l) + 25 02 (g) → 16 CO2 (g) + 18 H2O (g) 
Sabendo que numa combustão utilizaram-se 684 g de gasolina, determine a massa de oxigênio 
consumida. Dados: C=12g/mol, H=1g/mol e O= 16 g/mol. 
 
 
 
45- Qual das alternativas não envolve uma reação química? 
 Preparação de uma solução 0,1 mol/L de NaOH através da diluição de uma solução 0,2 
mol/L do mesmo soluto 
46- Uma grande variedade de substâncias, chamadas de aditivos, é acrescentada aos alimentos. 
Algumas destas são tóxicas e cancerígenas, como o NaNO
2
, que torna a carne mais vermelha. 
Numa amostra de carne contendo 0,5 mol de NaNO
2
 existirão: 
 
 
 
 
 
 
47- O cobre metálico é bastante utilizado na confecção de fios condutores de eletricidade. Baseado na 
propriedade de condutividade elétrica dos metais, pode-se afirmar, a respeito do fio de cobre, que: 
 É constituído de íons metálicos positivos em posições ordenadas, com os elétrons de 
valência movimentando-se em todo o fio 
 
48- O átomo de magnésio tem número atômico 12 e número de massa 24. Qual é a alternativa correta 
relativa ao Mg que perdeu 2 elétrons? 
 Tem configuração idêntica à do Na (Z = 11) que perdeu 1 elétron. 
49- As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que 
podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocalização de 
elétrons. Dos compostos abaixo, qual não realiza ligação iônica? 
 HCl 
50- Um estudante listou os seguintes processos como exemplos de fenômenos que envolvem reações 
químicas: I - adição de álcool à gasolina; II - fermentação da massa na fabricação de pães; III - 
obtenção de sal por evaporação da água do mar; IV - precipitação da chuva; V - queima de uma 
vela. O número de erros cometidos pelo estudante é: 
 3 
51- Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (representativos) elementos que apresentam o mesmo 
número de: 
 Elétrons no último nível de energia. 
52- Forma-se o solvente tetracloreto de carbono pela reação: CH 4 + 4Cl2 → CCl4 + 4 HCl. Nessa 
reação, quantos gramas de cloro são necessários para reagir com um mol de metano? 
CH4 + 4Cl2 ---> CCl4 + 4HCl 
 
16g CH4--------------284g Cl2 
16g de CH4---------x 
x=284g 
53- Através da decomposição da água oxigenada, H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g), assinale a alternativa 
correta sobre cinética química: 
 A catálise possibilita a diminuição da energia de ativação da etapa determinante da 
velocidade de reação; 
54- A água que forma os oceanos gotejou das nuvens, depois que a temperatura elevada no interior da 
jovem Terra retirou átomos de oxigênio e hidrogênio de rochas constituídas d e compostos, como a 
mica. As moléculas então formadas foram levadas à superfície em rios de lava, depois foram 
liberadas como vapor d'água, formando grandes nuvens. Desse modo, nossos oceanos já foram 
um dia nossas rochas. Sendo dados a reação de formação da água e o gráfico representativo do 
caminho da reação, ou seja: 
 Quanto maior a frequência de colisões efetivas entre as moléculas de H2 e O2 maior a 
velocidade da reação. 
 
55- Para a reação: 2 A + B ==> C , verifica-se experimentalmente que a velocidade de formação de C 
independe da concentração de B e é quadruplicada quando se dobra a concentração de A. A 
expressão matemática da lei da velocidade para essa reação é: 
 k [A]2 
56- Numa panela de pressão ocorre o aumento da pressão interna. Pode-se dizer que: 1. O cozimento 
dos alimentos serão mais rápidos. 2. O cozimento dos alimentos serão mais lentos. 3. O aumento 
da pressão acelera a velocidade do cozimento dos alimentos. São verdadeiras: 
 apenas 1 e 3 
 
57- Uma reação monomolecular de primeira ordem, em fase gasosa, ocorre com uma velocidade de 
5,0 mol . L
-1
min
-1
 quando a concentração do 
reagente é de 2,0 mol.L
-1
. A constante de 
velocidade dessa reação, expressa em min-¢, é igual a: 
V = K [X] 
 
Assim, temos K igual a: 
 
5,0 mol . L-1min-1 = K . 2,0 mol . L-1 
K = 5,0 mol . L-1min-1 / 2,0 mol . L-1 
K = 2,5 min -¹ 
58- Os cálculos estequiométricos baseiam- se nos coeficientes da equação. É importante analisarmos 
a equação. Observe abaixo a seguinte equação: 
2CO(g) + 1O2(g) → 2CO 2(g). 
Marque a alternativa que não se refere a equação e a estequiometria: 
 1 mol de CO reagem com 2 mol de O2 para dar 2 mols de CO2 gasoso. 
59- Se, na combustão, foram obtidos 792g de gás carbônico, a massa e o número de moléculas de 
açúcar utilizadas foram iguais a: 
 180 g ------------------------ 6x 44g 
xg -----------------------------792 g 
 
x = 180 g x 792 g / 6 x 44 g = 540 g 
e 180 g (1 mol) tem ------------------ 6 x 1023 moléculas 
então 540 g tem -------------------------x 
s = 18 x 1023 ou 1,8 x 1024 
60- Para se obter manganês metálico, muito utilizado em diversos tipos de aços resistentes, o dióxido 
de manganês reage com o alumínio metálico, segundo a equação: 
3 MnO2 + 4 Al -------> 2 Al2O3 + 3 Mn 
Supondo rendimento de 100% para essa reação, a massa de dióxido de manganês necessária 
para se obter 5 toneladas de manganês metálico é aproximadamente: Dados: MA Mn = 59,94 
g/mol MA O = 16g/mol 
3 MnO2 + 4 Al -------> 2 Al2O3 + 3 Mn 
 
massa molar Mn = 55g 
massa molar O = 16g 
 
3mol MnO2 --- 3 mol Mn, simplificando: 
1 mol MnO2 --- 1 mol Mn 
 
55g Mn -------- 87g MnO2 
5.000.000g Mn -------- m 
m = 7.909.090,9g MnO2 
m = 8.000.000g = 8 toneladas 
61- A pirolusita é um minério do qual se obtém o metal manganês, muito utilizado em diversos tipos de 
aços resistentes. O principal componente da pirolusita é o dióxido de manganês (MnO2). Para se 
obter o manganês metálico com elevada pureza, utiliza-se a luminotermia, processo no qual o 
óxido reage com o alumínio metálicos, segundo a equação: 3MnO2+4Al-->2Al2O3+3Mn. 
Considerando que determinado lote de pirolusita apresenta teor de 80% de MnO2, a massa mínima 
da pirolusita necessária para se obter 1,10T de manganês metálico é? 
55t de Mn ----------- 87t de MnO 100g --- 80g 
1,1t de Mn----------- xt X ------- 1,74t 
X = 1,74t X = 2,18t 
 
62- O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com ácido sulfúrico. 
Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H
2
SO
4
 para reagir com 5,4g do metal e obteve 
5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, determine a pureza do metal que o analista realizou. 
MM H2SO4 ~> 98 g / mol 
Al ~> 27 g / mol 
 
5,4g / 27g ~> 0,2mol de Al 
 
1° Balancear ! 
 
2 Al + 3 H2SO4 ==> Al2(SO4)3 + 3 H2 
2mol ----------------------------------------... 3.( 22,4L ) ) 
0,2mol ----------------------------------------... 
 
x = 0,2 . 67,2 / 2 ~> 6,72 Litros de gás H2 
 
6,72 L ~> 100% 
5,71 L ~> x 
 
x = 5,71 .100% / 6,72 ~> 85 % 
63- Considerando se a reação: 
AgNO
3
+ KI----- > AgI + KNO
3
 
Se reagirmos 17g de AgNO
3
 com 16,6g de KI, haverá: (Massas Molares: Ag= 108; N=14; O= 16; K= 39; 
I=127) 
 Consumo total dos dois reagentes 
64- As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis 
da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na 
velocidade da reação. Com relação a concentração dos reagentes a opção incorreta é: 
 Concentração de reagentes: Quanto menor a concentração dos reagentes maior será a 
velocidade da reação. 
65- Geralmente, em faxinas, usa-se ácido muriático, HCl, na limpe a de pisos de mármore, pois o 
ácido ataca o marmore, que formado basicamente por CaCO3, de acordo com a equação: 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g). Sabendo-se que nas CN o volume molar de 
gás carbônico de 22,4 , o volume aproximado, em litros, deste gás que se formará quando 
ocorrer reação de 25 g de mármore será: 
V= 22,4 L/mol 
100g ___ 22,4L 4x=22,4 
25g ____x x=5,6 
66- Resfriando-se progressivamente água destilada, quando começar a passagem do estado líquido 
para o sólido, a temperatura: 
 Permanecerá constante, enquanto houver líquido presente. 
67- Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, 
ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química. São exemplos de óxidos, exceto: 
 F2O2 
68- O número de elétrons do cátion X2+ de um elemento X é igual ao número de elétrons do átomo 
neutro de um gás nobre. Este átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e número de 
massa 20. O número atômico do elemento X é: 
 12 
69- Os metais como o cromo e o estanho, o cobre, o ferro conduzem eletricidade, possuem brilho, são 
dúcteis, ou seja, se deformam sob uma tensão cisalhante, e são maleáveis. Os metais à 
temperatura ambiente são sólidos, EXCETO: 
 Mercúrio 
70- Os isoeletrônicos envolvem geralmente íons, e esse conceito é útil no cálculo do tamanho do raio 
atômico. Os íons são formados, em geral, quando alguns elementos reagem para formar 
compostos iônicos. Sabendo que o número atômico do N=7, F=9, Na=11, Ca=20, S=16 e Al=13. 
Qual das opções a seguir apresenta o mesmo número de el trons que o íon nitreto N³ˉ? 
 O íon fluoreto Fˉ 
71- A energia que associamos ao vento, à água em movimento, à corrente elétrica no circuito, ao som 
e à agitação das partículas do ar junto de um aquecedor, se refere a energia: 
 Cinética 
72- O naftaleno, comercialmente conhecido como naftalina, empregado para evitar baratas em roupas, 
funde em temperaturas superiores a 80°C. Sabe-se que bolinhas de naftalina, à temperatura 
ambiente, têm suas massas constantemente diminuídas, terminando por desaparecer sem deixar 
resíduo. Essa observação pode ser explicada pelo fenômeno da: 
 Sublimação 
73- O sal de cozinha (naCl), o ácido clorídrico (HCl) e a glicose (C6H12O6) apresentam em suas 
estruturas, respectivamente, ligações do tipo: 
 Iônica, covalente e covalente. 
74- A sequência na qual se preenchem os diferentes níveis energéticos determina o número de 
elementos em cada período e divide a tabela periódica em quatro regiões principais, conforme o 
preenchimento dos níveis s, p, d e f. No bloco s estão os elementos com um elétron s na camada 
mais externa, que recebem o nome de elementos do grupo 1 ou metais alcalinos. Todos são 
metais, EXCETO: 
 Li, Hg, Si, O e Cu 
75- Na tabela periódica os elementos estão ordenados em ordem crescente de: 
 Número atômico 
76- Com sua experiência, Rutherford: 
 Comprovou a descontinuidade da matéria 
77- Quando queimado na presença de oxigênio do ar, o magnésio produz uma luz brilhante, razão pela 
qual é utilizado na fabricação de fogos de artifícios. 
A equação termoquímica da combustão do magn sio : 2Mg + O2 → 2MgO ∆Hº= 1203KJ. A 
quantidade de calor, em quilojoules, liberada pela queima de 9,6g de magnésio, é: 
9,6 Mg ____X 48x= 11.548,8 
2,24_______1203 x=240,6KJ 
78- Sabendo que a reação NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) de segunda ordem em relação ao 
NO2(g) e de ordem zero em relação ao CO(g). Se triplicarmos a concentração de NO2(g) e 
duplicarmos a concentração de CO(g), a nova velocidade de reação v’ será quantas vezes maior 
que v? 
V = K . [3 NO2]² . [2 CO]° 
V = K . 9 . 1 
V = 9 K 
79- 560 g de Zn metálico são obtidos em 2h a partir da eletrólise de uma solução de Zn2+. Determine a 
intensidade da corrente elétrica utilizada. Dado: Zn= 56g/mol 
t= 7200s 
E= massa atômica/ nº e- → E= 56/2 → E= 28 
m= 1/96500 x E x i x t → 560= 1/96500 x 28 x i x 7200 
540400= 2016 i i=540400/2016 → i= 268,05 A 
80- O que é um catalisador? Como ele interfere na velocidade da reação? 
 Os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração 
permanente, ou seja, durante a reação eles não são consumidos. Ele acelera a reação, mas 
produz a mesma quantidade de produto em um período de menor tempo. 
81- Na conversão de ozônio em oxigênio 2O3 → 3O2 a velocidade de consumo de ozônio foi medida 
como 2,5x10-5mol-1.s-1. Qual foi a velocidade de produção de O2 nesse experimento? 
V= - 
 
 
 
 
 
 
V= - 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 → 3,8x10
-5mol . L-1. s-1 
82- A decomposição térmica da amônia é expressa pela equação: 
2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) 
Duplicando a concentração do NH3(g), como ficará a velocidade? 
V= K [NH3] ² 
V= K[2]² 
V= K.4 
83- Escreva a lei de velocidade da reação elementar: 
2N2O5 → 4NO2+O2 
V= K [ N2O5]² 
84- Um sistema gasoso com volume de 1,6 L expande-se à temperaturs constante para 5,4L contra 
uma pressão de 3,7 atm. Durante o processo, o sistema absorve 5KJ de calor. Qual a variação da 
energia interna? 
∆E= q+w q=5KJ 
W= - 3,7 atm . 3,8 L ∆E= q+w 
W= - 14,06 atm. L ∆E= 5000 J + (-1424,28J) 
W= - 14,06 atm. L . 101, 3J/atm ∆E= 3.575, 7J ou 3, 6 KJ 
w= - 1424,28J 
85- Calcule o trabalho, em joules, quando 1 mol de um gás ideal se expande de 10L para 100L, à 
temperatura constante de 25ºC, contra uma pressão de oposição constante de 0,100 atm. 
W= - P∆V 
W= - 0,100 atm . 90L 
W= - 9,0 atm.L 
W= - 9,0 atm.L . 101,3J/atm.L 
W= - 911, 75 J 
W= - 912 J 
86- Um gás sofre uma expansão, variando seu volume de 2,0 m³ para 5m³, sob pressão constante de 
5x105 N/m², recebendo, durante o processo 2x106 J de calor. Calcule a energia interna do sistema, 
em KJ 
5x105 N/m² = 5 x 105 Pa → 1P2 . m³ = 1J 
87- Qual deve ser o metal adequado para evitar a corrosão? 
O zinco, pois é um metal com maior potencial de oxidação ou menor potencial de redução. Ele 
perde elétrons e se oxida no lugar do ferro. 
88- Calcule ∆Gº a 25ºC para a reação abaixo: 
MG (s) + ½ O² (g) → MgO (s) 
Dados: ∆Hº: -1203,4 KJ 
∆Sº= -216,6 J/K = 0,217 KJ/K 
 
∆Gº= -1203,4 KJ – 298,15 K . (-0,217 KJ/K( 
 - 1203, 4 KJ_ (-64,7) 
 - 1203, 4 + 64,7 
∆Gº = -1138,7 KJ 
89- Calcule a molaridade das seguintes soluções: 
a) 47 g de cloreto de potássio (KCl) dissolvidos em água suficiente para produzir 375 mL de solução. 
M= massa de KCl/ Massa molar x V(L) = 47g/74,5 mol/L x 0,375L = 1,68M 
b) 82,6 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em água suficiente para produzir 725 mL de solução. 
R: 0,33M 
c) 9,3 g de (NH4)2SO4 (sulfato de amônio) dissolvidos em água suficiente para produzir 2,35 L de solução. 
R.: 0,03M 
90- Supondo que os balões volumétricos apropriados estejam disponíveis, descreva como você 
prepararia estas soluções: 
a) 175 mL de uma solução de NH4Br 1,14 M em água. 
Resolução: Cálculo da massa de NH4Br necessária para a solução: 
M= massa de NH4Br/ massa molar x V (L) = 1,14 mol/L x 98g/mol x 0,175 L = m= 19,5g 
Procedimento: Pesar 19,5 g de NH4Br e transferir para um balão volumétrico de 175 mL, adicionar um 
pouco de água, mexer até dissolver completamente e depois completar o volume do balão até a marca. 
b) 1,35 L de uma solução de NaI de 0,825 M em água. 
R.: massa de NaI: 167,0 g. Transferir essa massa para o balão volumétrico de 1,35 L, adicionar um 
pouco de água, mexer até dissolver completamente e completar o volume do balão até a marca. 
c) 330 mL de uma solução de etanol (C2H6O) 0,16 M em água. 
 R.: Adicionar 2,43 g de etanol num balão volumétrico de 330 mL, adicionar um pouco de água e 
mexer até misturar completamente e, depois completar o volume até a marca.. 
91- Se 3,18 g de BaCl2 são dissolvidos em solvente suficiente para preparar uma solução de 500 mL, 
qual é a molaridade dessa solução? 
R.: M = massa de BaCl2/ Massa Molar x V(L) = 3,18/208 ×0,5 = 0,03M 
92- O rótulo de um pote de geleia informa que ela contém 13 g de sacarose, C12H22O11, para cada 
colher (15 mL) de geleia. Qual a molaridade da sacarose na geleia? 
R.: M = massa de sacarose/ Massa Molar x V(L) = 13 / 342 ×0,015= 2,53 M 
93- O vinagre é uma solução homogênea aquosa que contém ácido acético 6%. Qual é o soluto e qual 
é o solvente? 
R.: O soluto é o ácido acético, que está em menor porcentagem e o solvente é a água. 
94- Se dissolvermos 18,0 g de Li2O (massa molar = 30 g/mol) em água suficiente para preparar 500 
mL de solução, qual será a molaridade da solução? 
R.: M = massa de Li2O / Massa Molar x V(L)= 18 g / 30 g/mol×0,5 L = 1,2 M 
95- Calcule a molaridade de uma solução que contém 0,440 g de tiocianato de potássio (KSCN) em 
água suficiente para preparar 340 mL de solução. 
R.: M = massa de KSCN / Massa Molar x V(L) = 0,440 g / 97 g/mol×0,34 L= 0,013 M 
96- Descreva como preparar 2,0 L de uma solução 0,15 M de hidróxido de sódio, NaOH. 
R.: 1º Passo: Cálculo da massa: M= massa de NaOH / Massa Molar x V(L) ∴ massa de NaOH = 0,15 
mol/L x 40 g/mol x 2 L = 12 g; 
2º Passo: Pesar 12 g de NaOH em um béquer, adicionar um pouco de água suficiente para dissolver 
o NaOH; 
3º Passo: Transferir estequiometricamente o NaOH dissolvido na água para o balão volumétrico de 
2L e completar o volume, com ajuste do menisco e evitando o erro de paralaxe. 
97- Indique se a afirmação é verdadeira ou falsa: 
a) A água é um bom solvente para compostos iônicos porque a água é um solvente polar. V 
b) Pequenos compostos covalentes se dissolverão em água se puderem formar ligações de hidrogênio 
com as moléculas de água. V 
c) A solubilidade de compostos iônicos em água geralmente aumenta à medida que a temperatura se 
eleva. V 
d) A solubilidade de gases em líquidos geralmente aumenta à medida que a temperatura se eleva. F 
e) A pressão tem um pequeno efeito na solubilidade de líquidos em líquidos. V 
f) A pressão tem um grande efeito na solubilidade de gases em líquidos. V 
g) Em geral, quanto maior a pressão de um gás sobre a água, maior a solubilidade do gás na água. V 
 
98- A combustão de etanol C 2 H 6 O em excesso de oxigênio forma dióxido de carbono (CO 2 ) e 
água. 
(C = 12; H = 1; O = 16). Equação não balanceada: C 2 H 6 O + O 2 ; CO 2 + H 2 O 
a) Qual o volume de gás carbônico produzido na combustão de 9,2g de etanol? 
1 C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O 
46g _____ 44,8L x= 9,2g x 44,8L/46g 
9,2g_____vol x x= 8,96L de CO2 
b) Supondo que na reação tenham sido produzidos 6,27 L de CO 2 , qual foi o rendimento percentual 
do CO 2 ? 
8,96 L ___ 100% x= 6,27L x 100%/ 8,96L = 70% 
6,27L____ x 
c) Quantos mols de água são formados na queima de 5 mols de etanol? 
1 mol C2H6O ____ 3 mols H2O x= 15 mols H2O 
5 mol C2H6O ___ x 
2) A água pode ser decomposta pela eletrólise em hidrogênio (H 2 ) e oxigênio (O 2 ), segundo a equação 
não balanceada: 2 H2O  2H2 + 1 O2 
a) Qual a quantidade de matéria de O 2 produzida pela decomposição de 2 mols de H 2 O? 
1 mol O2