LISTA DE EXERCÍCIOS QUÍMICA GERAL AV2 & AV3

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LISTA DE EXERCÍCIOS QUÍMICA GERAL – AV2 & AV3 2014 
Professor Fernando Marques - Fernandão 
 
fernandomarques.qipp@gmail.com 
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1. A variação de energia ocorrida na queima de um mol de álcool combustível é corretamente 
representada pelo gráfico: 
a) 
 
 
 
 
b) 
 
c) CORRETA 
 
 
d) 
 
 
1. A reação não ocorre. 
 
2. Um palito de fósforo não se acende, espontaneamente, enquanto está guardado. Porém basta 
um ligeiro atrito com uma superfície áspera para que ele, imediatamente, entre em combustão, 
com emissão de luz e calor. Considerando-se essas observações, identifique a opção correta: 
 
I- Nada pode ser dito em relação à energia de ativação desta reação. 
II- é endotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito. 
III- é exotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito. 
IV- é exotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito. 
V- é endotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito. 
 
3. A primeira lei da termodinâmica expressa matematicamente a variação de energia em um sitema 
pela equação: ∆E = q + w. Quando calor é absorvido pelo sistema, q > 0. Quando trabalho é 
realizado no sistema, w > 0. Assim, qual das seguintes mudanças é acompanhada pelo valor 
mais negativo de ∆E? 
 
I- Uma mola comprimida se expande e é resfriada. 
II- Uma mola é comprimida e aquecida. 
III- Uma mola é comprimida e mantida na mesma temperatura. 
IV- Uma mola é comprimida e resfriada. 
V- Uma mola comprimida se expande e é aquecida. 
 
4. Quando os alimentos são preparados em panelas de pressão, as reações químicas de 
cozimento ocorrem mais rapidamente porque: 
 
I- o aumento da temperatura impede colisões ineficazes entre as moléculas. 
II- diminui o contato entre as moléculas do alimento. 
III- ocorre aumento da energia cinética das moléculas. 
IV- o vapor age como um catalisador de reações homogêneas. 
V- a concentração dos reagentes aumenta. 
 
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5. Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: 
 
I- Gás queimando em uma das bocas do fogão; 
II- Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta boca de fogão. 
Com relação a esses processo, pode-se afirmar que: 
 
a) I é endotérmico e II é isotérmico. 
b) I é isotérmico e II é exotérmico. 
c) I é exotérmico e II é endotérmico. 
d) I e II são exotérmicos. 
e) I é endotérmico e II é exotérmico. 
 
6. Em que situações das relacionadas abaixo, a espontaneidade da reação dependerá da 
temperatura? 
 
a) H > 0 e S > 0 c) H = 0 e S < 0 d) H > 0 e S = 0 
b) H =0 e S =0 e) H < 0 e S = 0 
 
7. As equações químicas mostram as trans formações químicas que ocorrem durante as reações 
químicas. Assinale a alternativa que NÃO representa uma equação química: 
 
a) Zn + S = ZnS. c) 6 ClO2 + 3H2O = 5 HClO3 + HCl e) NRA 
b) NaOH + HCl = NaCl + H2O d) Ca(OH)2 + H2SO4 = NaCl + H2O 
 
8. O esquema refere-se a um experimento realizado em um laboratório de química: 
 
A reação que ocorre nos tubos é CaCO3 + H2SO4 ----> CaSO4 + CO2 
A liberação do gás carbônico: 
a) no tubo B é mais lenta, pois a superfície de contato dos reagentes é menor. 
b) no tubo B é mais rápida, pois a superfície de contato dos reagentes é maior. 
c) nos tubos A e B ocorre ao mesmo tempo. 
d) no tubo A é mais rápida, pois a superfície de contato dos reagentes é maior. 
e) no tubo A é mais rápida, pois a superfície de contato dos reagentes é menor. 
9. O reagente limitante (ou limite) de uma reação química: 
 
a) nem sempre interfere na formação dos produtos. 
b) não influencia o comportamento dos outros reagentes. 
c) pode, em alguns casos, aumentar a quantidade dos produtos formados. 
d) não interfere no rendimento da reação. 
e) diminui a formação dos produtos. 
 
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10. Através da decomposição da água oxigenada, H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g), assinale a 
alternativa correta sobre cinética química: 
 
a) O aumento da concentração de água oxigenada diminui a velocidade da reação; 
b) O aumento da temperatura favorece a decomposição da água oxigenada. 
c) A catálise acelera a decomposição da água oxigenada, aumentando a energia de ativação 
da reação; 
d) A catálise é consumida durante a reação; 
e) A catálise possibilita a diminuição da energia de ativação da etapa determinante da 
velocidade de reação. 
 
11. Numa pilha galvânica: 
 
a) O ânodo é o polo negativo da pilha. 
b) Um eletrodo tem a função de catalisar a reação. 
c) Eo < 0. 
d) No cátodo ocorrerá a reação de oxidação. 
 
12. Nos processos _____________ como, por exemplo, as reações de combustão ocorre a 
liberação de calor do sistema para o ambiente e nos processos _______________ o calor é 
absorvido pelo sistema. 
 
a) exotérmicos e espontâneos c) exotérmicos e endotérmicos 
b) endotérmicos e espontâneos d) não espontâneos e exotérmicos 
 
13. A reação de remoção do enxofre (S) do sulfeto de hidrogênio (H2S) e do dióxido de enxofre 
(SO2) do gás natural é expressa da seguinte forma: 2 H2S (g)+ SO2(g)  3 S(s) + 2 H2O (g). 
Considerando que reagentes e produtos estejam no estado padrão, a reação quanto à liberação/ 
absorção de calor é : 
 
a) Não espontânea c) Espontânea 
b) Exotermica d) Endotérmica 
 
14. Para uma particular reação a variação da entalpia é positiva e a variação da entropia é negativa. 
Qual das seguintes afirmativas sobre a espontaneidade em condições padrão é verdadeira? 
A reação não será espontânea para qualquer valor de entalpia e entropia. 
15. As reações químicas capazes de produzir calor são denominadas exotérmicas. Calcule a 
quantidade de calor, em Kcal, liberado por uma reação química exotérmica, sabendo-se que 
esse calor foi capaz de aquecer 1 Kg de água de 30ºC a 38ºC. Dado: calor específico da água= 
1 cal/g.º C 
 
a) 4 b) 8 c) 12 d) 16 e) 20 
 
Q = m . c . T, então, Q = 1000 x 1 x (38 – 30), então, Q = 8000 cal = 8 kcal 
 
16. O ácido clorídrico é um importante ácido industrial, e uma das etapas de sua obtenção é 
representada pela seguinte equação química: Cℓ2 + H2 ---> HCℓ 
 
Considere os valores de energia de ligação: Cℓ2 = 243 KJ/mol; H2 = 436 KJ/mol; HCℓ = 432 
KJ/mol. (Dado: ΔH = H FINAL - H INICIAL) Com base nessa tabela, pode-se afirmar que a 
entalpia de formação do HCℓ em KJ/mol, é de: 
 H = Hp - Hr 
a) 247,0. d) 123,0. = 432 – (243 x ½ + (436 x ½)) 
b) 432,0. e) 46,25. = 432 – (121,5 +218) 
c) 92,5. H = 92,5 KJ/mol 
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17. Em qualquer processo _________________ ocorre o aumento da Entropia 
 
a) Endotérmico b) não expontâneo c) exotérmico d) espontâneo 
 
18. Dá-se o nome de mecanismo de reação a um conjunto de reações simples chamadas de 
reações elementares que, ao final, geram uma reação global. As reações elementares: 
 
a) são fáceis de serem estudadas 
b) possuem expoentes da lei de taxa iguais aos seus coeficientes estequiométricos 
c) quando lentas, não interferem na velocidade de formação dos produtos finais 
d) são fáceis de serem visualizadas 
e) são complexas e rápidas 
 
19. Um automóvel flex, ao usar 1 litro de gasolina (800g), percorre 10km. Ao usar a mesma massade álcool combustível (etanol), percorre 7km. Considerando a fórmula da gasolina como C8H18 e 
do álcool como C2H6O, para percorrer 10km, o que seria menos poluente? (Obs.: considerar 
combustão total). 
 
a) Usar somente gasolina, pois produz menor quantidade de gás carbônico. 
b) Usar somente gasolina pois, por ter melhor rendimento termodinâmico que o álcool, polui 
menos. 
c) Usar indiferentemente álcool ou gasolina. 
d) Usar somente álcool pois, por combustão, forma menos água do que a gasolina. 
e) Usar somente álcool pois, apesar do menor poder termodinâmico, produz menor 
quantidade de gás carbônico do que a gasolina. 
20. Quando os alimentos são preparados em panelas de pressão, as reações químicas de 
cozimento ocorrem mais rapidamente porque: 
 
a) o aumento da temperatura impede colisões ineficazes entre as moléculas. 
b) a concentração dos reagentes aumenta. 
c) o vapor age como um catalisador de reações homogêneas. 
d) ocorre aumento da energia cinética das moléculas. 
e) diminui o contato entre as moléculas do alimento 
 
21. Considerando uma uma célula voltaica (galvânica) em operação qual das afirmativas abaixo é 
verdadeira: 
 
a) G > 0  = 0 c) G = 0  > 0 e) G < 0  > 0 
b) G < 0  < 0 d) G = 0  < 0 
 
22. Uma amostra de 100g de uma substância testada em laboratório apresenta 47,8g de oxigênio 
(O), 17,9g de carbono ( C ) e 34,3g de sódio (Na). Sua fórmula empírica é: 
 
a) Na2CO c) Na2CO2 e) Na2CO3 
b) NaCO2 d) Na2C2O 
 
O = 47,8/16= 2,98 2,98/1,49=2 O2 
C = 17,9/12= 1,49 2,98/1,49=1 C NaCO2 
Na = 34,3/23= 1,49 2,98/1,49=1 Na 
 
23. Assinale a opção que apresenta uma alternativa para aumentar a velocidade de uma 
determinada reação. 
 
a) Empregar os reagentes sólidos finamente particulados. 
b) Usar os reagentes em baixas concentrações. 
c) Deixar a reação em repouso. 
d) Diminuir a temperatura até que a reação atinja o equilíbrio. 
 
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24. Através da análise dos processos de transferência eletrônica, que ocorrem em uma pilha 
eletroquímica, é possível afirmar que: 
a) o ânodo será o polo negativo da pilha c) a redução sempre ocorre no ânodo; 
b) a oxidação sempre ocorre no cátodo d) é uma reação exotérmica 
25. Nas reações de eletrólise para a obtenção de metais, as massas dos produtos depositados no 
cátodo podem ser calculados pela aplicação: 
a) da Lei de Avogadro. d) do Princípio de Le Chatelier. 
b) das Regras de fases de Gibbs. e) das leis de Faraday. 
c) do Princípio da exclusão de Pauli. 
26. O gás propano (C3H8 ) pode ser sintetizado pela rota representada abaixo: 
 Reação 1: 4 H2 (g) + 2O2 (g) ---- 4 H2O (l) H 1= - 282 KJ 
Reação 2: 3C (graf) + 3O2 (g)---- 3 CO2 (g) H 2= 272 KJ 
Reação 3: 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ---- C3H8 (g) + 5 O2 H 3= -530 KJ 
Reação 4: 3C (graf) + 4 H2 (g) ---- C3H8 (g) H reação = ? 
 
Qual o tipo de reação e o valor de Hreação ?: 
a) – 1084 KJ c) - 540 KJ H = soma dos H 
b) + 540 KJ d) 1084 KJ H = - 282 + 272 -530 = - 540 KJ 
27. Considerando apenas os critérios de análise da mudança de entropia nas reações químicas, em quais 
das reações abaixo há um aumento de entropia: 
I. C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 
II. 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 
III. 2 NO2 (g) → N2O4 (g) 
a) Apenas em III. Basta conferir a soma dos coeficientes dos reagente e comparar 
b) Em I e III. com a soma dos coeficientes dos produtos. Na reação I houve 
c) Apenas em II. aumento de 6 para 7. Nas demais reações não. 
d) Em I, II e III. 
e) Apenas em I. 
28. Na reação representada por: A + B → C + D uma elevação de temperatura provavelmente aumentará 
a velocidade de reação porque aumentará: 
a) A concentração dos reagentes; 
b) O volume do sistema em reação; 
c) A freqüência de choques efetivos dos reagentes; 
d) A pressão do sistema em reação; 
e) A energia de ativação dos reagentes. 
29. Durante um ciclo de combustão, os gases presentes nos cilindros de um motor de automóvel se 
expandem de 0,10 L a 2,1 L. Considerando que o virabrequim exerce uma força constante, que 
equivale a uma pressão de aproximadamente 10 atm, calcule a variação de energia interna desse 
sistema, considerando que esse processo libera 4000 J de calor. Dado: 1 L.atm = 101,3 J 
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a) + 6026 J c) + 3980 J e) + 4020 J 
b) - 6026 J d) - 4020 J 
 
30. Para uma particular reação a variação da entalpia é positiva e a variação da entropia é negativa. Qual 
das seguintes afirmativas sobre a espontaneidade em condições padrão é verdadeira? 
 
a) A reação não será espontânea para qualquer valor de entropia e de entalpia. 
b) A reação será espontânea e o valor da entropia for maio do que o da entalpia. 
c) A reação será espontânea se o valor da entalpia for maior do que o da entropia. 
d) A reação será espontânea para qualquer valor de entalpia e de entropia. 
e) A reação será espontânea porém muito lenta nessas condições. 
 
31. Um sistema foi aquecido usando 300J de calor e a sua energia interna diminui 150 J. O trabalho 
realizado pelo sistema foi de: 
 
a) + 200 J b) – 200J c) + 3980 J d) 0 e) - 450 J 
 
32. 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? 
 
a) W= - 200 kJ; Q= + 300 kJ; endotérmico. d) W= - 100 kJ; Q= - 100 kJ; endotérmico. 
b) W= + 200 kJ; Q= - 300 kJ; exotérmico. e) W = - 5020 kJ; Q= + 200 kJ; exotérmico. 
c) W= + 100 kJ; Q= + 100 kJ; endotérmico. 
33. No diagrama abaixo o valor da energia de ativação correspondente (em kcal) é: 
 
a) 40 b) 25 c) 110 d) 85 e) 65 
34. Quando um litro de leite é guardado na geladeira, ele se deteriora mais lentamente porque: 
a) a diminuição da temperatura funciona como um catalisador 
b) na geladeira a ação dos microorganismos é totalmente inibida 
c) as reações químicas são mais lentas 
d) as temperaturas baixas favorecem a ação dos conservantes 
e) as baixas temperaturas anulam as colisões entre as moléculas 
35. Nas reações químicas, os catalisadores são substâncias: 
a) que, se estiverem ausentes, a reação não ocorre 
b) que aumentam a velocidade da reação 
c) necessárias em grandes quantidades 
d) totalmente consumidas durante a reação 
e) que podem aumentar ou diminuir a energia de ativação 
150 – 110 = 40 
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36. Observe os potenciais-padrão de redução de eletrodos químicos, indicados no quadro abaixo. 
Semi-equações Eº (V) 
Cu2+ + 2e - → Cu +0,34 
H+ + e- → 1/2 H2 0,00 
Cr3+ + 3e- → Cr -0,71 
Se uma mistura, contendo cobre e cromo, reage com ácido clorídrico liberando hidrogênio, qual dos dois 
metais é responsável pela reação? Justifique sua resposta através de equações. 
RESPOSTA: Considerando os potenciais dados, o menor potencial de redução sofrerá oxidação. 
Logo : Cr 3+ + 3e- ----- Cr Eº = -0,71 V ( eletrodo com menor potencial de redução ). A reação 
espontânea será: Cr + 3H+ ----- Cr +3 + 3H2 Eº = + 0,71 V 
37. Assinale a alternativa correta 
 A reação 2 C2H6 (g) + 7 O2 --- 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) H= -100 KJ é uma reaçãoendotérmica; 
 
1. Quando uma bateria é acionada, ela realiza 250 KJ de trabalho e perde como calor 35 KJ. A 
variação da energia interna da bateria é de 285 KJ. 
2. Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o formaldeído, CH2O, 
formado pela reação do ozônio com o etileno: O3(g)+ C2H4(g) --> 2 CH2O(g) + O(g). São 
necessários 5 mols de C2H4(g) para formar 10 mols de formaldeído. 
 
3. Em uma reação espontânea, S<0. 
a) Apenas a alternativa 3 é verdadeira c) Todas alternativas estão falsas 
b) As alternativas 3 e 4 são verdadeiras d) Nenhuma das opções acima 
38. Use os dados termodinâmicos abaixo, para calcular ΔG° e verificar a espontaneidade da 
decomposição do peróxido de hidrogênio, H2O2(l), a 25 °C. Considere que a decomposição do 
peróxido de hidrogênio, possa ser representada pela equação abaixo, não balanceada. 
H2O2(l) ---- H2O(l) + O2 (g) 
 
 Δ H (kJ/mol) S (J/K·mol) 
H2O2(l) - 187,78 109,6 
H2O(l) -285,83 69,91 
O2 (g) 0 205,14 
a) ΔG° = - 147,4 kJ; espontânea 
b) ΔG° = - 116,7 kJ; não espontânea 
c) ΔG° = +165,4 kJ; espontânea 
d) ΔG° = +147,4 kJ; não espontânea 
e) ΔG° = - 233,5 kJ; espontânea 
39. Atualmente são usados conversores catalíticos nos canos de descarga de veículos automotivos, com 
o objetivo de diminuir a poluição atmosférica, e uma das reações químicas que ocorre é: 2 CO(g) + 
O2(g) ® 2 CO2(g). Com as entalpias-padrão de formação listadas na tabela a seguir, calcule a 
variação de entalpia da reação e classifique-a como endotérmica ou exotérmica: 
Cálculo: T K = ToC + 273 = 25 + 273 = 298 
H = Hp – Hr, então, (-285,83 + 0) – (-187,78) = - 98,05 KJ 
S = Sp – Sr, então, (69,91 + 205,14) – (109,6) = 165,45 J 
G = H - TS, então, 98,05 x 103 – (298 x 165,45) 
 = - 98,05 x 103 – ( 49304,1) 
 = - 147.354,1 J ou – 147,35 KJ = ~147,4 KJ 
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 ∆Hf (kJ/mol) 
CO (g) – 110,5 
CO2(g) – 393,5 
O2(g) 0 
a) + 504 kJ; endotérmica c) – 504 kJ; exotérmica e) – 566 kJ; exotérmica 
b) – 283 kJ; endotérmica d) + 566 kJ; endotérmica 
40. Muitas das reações químicas que ocorrem no nosso organismo, nas indústrias químicas e na atmosfera 
são afetadas por certos catalisadores. Por exemplo, no homem, as enzimas são os catalisadores das 
reações bioquímicas. A função destes nas reações químicas é: 
a) diminuir a entalpia total de uma reação; d) deslocar o equilíbrio da reação; 
b) diminuir a energia de ativação da reação; e) nenhuma das respostas anteriores. 
c) tornar espontânea uma reação não espontânea; 
41. Dada a reação: Fe2O3 + C ---> Fe + CO (ΔH = + 491,5 KJ) Da transformação do óxido de ferro III 
(Fe2O3) em ferro metálico (Fe), segundo a equação acima, pode-se afirmar: 
a) A energia absorvida na transformação de 2 mols de Fe2O3 é igual a 491,5 KJ . 
b) É uma reação endotérmica. 
c) O número de mols de carbono consumido é diferente do número de mols de monóxido de 
carbono produzido. 
d) É necessário 1 mol de carbono para cada mol de Fe2O3 transformado. 
e) É uma reação exotérmica. 
42. A velocidade das reações é uma grandeza que apresenta uma grande importância prática. Certas vezes, 
tentamos agir sobre ela para aumentá-la (aceleração da produção na indústria, cozimentos dos alimentos 
numa panela de pressão, revelação instantânea das fotografias etc); outras vezes, para diminuí-la 
(diminuição da corrosão, conservação dos alimentos pelo frio etc). Assinale a afirmativa incorreta: 
a) A ação do catalisador é aumentar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para 
a reação. 
b) Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo 
inalterado qualitativa e quantitativamente no final da reação. 
c) A energia de ativação é a energia mínima necessária para a formação do complexo ativado. Seu 
abaixamento determina o aumento da velocidade da reação. 
d) Um complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, com ligações 
intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos. 
e) O aumento da energia de ativação determina a diminuição da velocidade da reação. 
43. As figuras representam gráficos obtidos para uma mesma reação em duas condições diferentes. 
Assinale a alternativa correta: 
 
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a) A reação não pode ocorrer, porque a energia de ativação C é menor do que em A. 
b) O valor da entalpia corresponde ao ponto B e à energia de ativação para esta reação. 
c) A diferença entra as entalpias dos pontos A e B corresponde à variação de entalpia da reação. 
d) Os gráficos I e II correspondem à variação de entalpia de uma reação endotérmica. 
e) O gráfico II corresponde à variação de entalpia para a reação catalisada. 
44. Óxidos de nitrogênio são substâncias de interesse ambiental, pois são responsáveis pela 
destruição de ozônio na atmosfera, e, portanto, suas reações são amplamente estudadas. Num 
dado experimento, em um recipiente fechado, a concentração de dióxido de nitrogênio em 
função do tempo apresentou o seguinte comportamento: 
 
O papel dessa substância nesse sistema reacional é: 
a) Reagente. c) Produto e) Catalisador 
b) Intermediário. d) Inerte 
45. Responder a questão com base no esquema a seguir, que representa situações em 
comprimidos antiácidos efervescentes de mesma constituição reagem em presença de água. 
 
 
Pelo exame do esquema, pode-se afirmar que as reações que ocorrem em menor tempo do que 
a do frasco I, são as dos frascos: 
 
a) II e V. b) III e IV. c) II e III. d) III e V. e) II e IV. 
 
47. O calor pode ser absorvido por uma substância sem que esta mude sua temperatura. Esta 
afirmacão contradiz o conceito do calor como uma energia no processo de transferência, devido 
a uma diferença de temperatura? 
 
Resposta: Não. Um sistema pode absorver calor e utilizar essa energia na realização de um 
trabalho; a temperatura do sistema não muda e não é violado o princípio da conservação de energia. 
 
48. Qual a diferença existente entre corrosão química e corrosão eletroquímica? 
 
Resposta: Na corrosão química, há interação direta entre o metal e o meio corrosivo, ausência de 
água líquida e temperaturas, em geral elevadas; já na corrosão eletroquímica, há formação de uma 
pilha, com circulação de elétrons na superfície metálica, necessariamente presença de água no 
estado líquido, e a grande maioria ocorre na temperatura ambiente. 
 
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49. A energia livre de Gibbs é definida como: ∆G = H - TS. A temperatura e pressão constantes, uma 
mudança pode ser espontânea apenas se está acompanhada por uma diminuição na energia livre do 
sistema, ou seja, G < 0. Com base nas informações acima, por que o processo de derretimento de 
um cubo de gelo só pode ocorrer em temperaturas acima de 0oC em condições normais de pressão? 
Resposta: O derretimento do gelo, H2O (s) p/ H2O (l), ocorre através da absorção de calor e do 
aumento na entropia, ou seja, H e S são positivos. Assim, como em um processo espontâneo G 
precisa ser negativo, somente quando a temperatura for elevada (temperaturas acima de 0oC) a 
condição de espontaneidade será satisfeita. 
 
50. A figura abaixo mostra como a entalpia dos reagentes e dos produtos de uma reação química do 
tipo A(g) + B(g) → C(g) varia com a temperatura 
 
 
Levando em consideração as informações fornecidas nesta figura, e sabendo que a variação de 
entalpia (ΔH) é igualao calor trocado pelo sistema à pressão constante, é ERRADO afirmar que: 
a) tanto a capacidade calorífica dos reagentes como a dos produtos aumentam com o aumento da 
temperatura. 
b) o ΔH, em módulo, da reação aumenta com o aumento de temperatura. 
c) na temperatura T1 a reação ocorre com liberação de calor. 
d) na temperatura T1, a capacidade calorífica dos reagentes é maior que a dos produtos. 
e) no intervalo de temperatura compreendido entre T1 e T2, a reação ocorre com absorção de 
calor (ΔH > zero). 
51. O gráfico apresenta os valores de entalpia para uma reação genérica X + Y ---> Z + W, em 
duas situações: na presença e na ausência de catalisador. 
 
Os valores da energia de ativação na presença do catalisador e o tipo de reação quanto à liberação ou 
absorção de calor são, respectivamente: 
a) 50 kJ e endotérmica. C) 110 kJ e endotérmica. E) 30 kJ e endotérmica. 
b) 110 kJ e exotérmica. D) 50 kJ e exotérmica. 
60 – 10 = 50 kJ 
Reação endotérmica 
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52. O perfil da reação 
 
corresponde a uma reação: 
 
a) Endotérmica com energia de ativação igual a 40 kJ/mol. 
b) Exotérmica com energia de ativação igual a 40 kJ/mol. 
c) Endotérmica com energia de ativação igual a 50 kJ/mol. 
d) Exotérmica com ΔH = -20 kJ. 
e) Exotérmica com ΔH = 20 kJ. 
 
53. Quantos átomos existem em 0,5 mol de mercúrio (Hg)? Dado: Hg = 200g/mol; Número de 
Avogrado = 6,0 x 1023. 
1 mol Hg -------- 6x 1023 átomos 
0,5 mol Hg ------ x átomos x = 3 x 1023 Átomos 
54. O hidróxido de ouro(III) é usado na eletrodeposição de ouro sobre outros metais. Pode ser 
produzido através da seguinte reação: 
2 KAuCl4 (aq) + 3 Na2CO3 (aq) + 3 H2O → 2 Au(OH)3 (aq) + 6 NaCl (aq) + 2 KCl (aq) + 3 CO2 (g) 
Para preparar um suprimento de Au(OH)3, um químico de uma unidade de eletrodeposição industrial 
misturou 20,00 g de KAuCl4 com 25,00 g de Na2CO3 (ambos dissolvidos em um grande excesso de 
água). Quantos gramas, no máximo, de Au(OH)3 podem ser formados? 
Dados: KAuCl4 = 377,88 g/mol; Na2CO3 = 105,99 g/mol; Au(OH)3 = 247,99 g/mol 
Resposta: 
O problema envolve o conceito de reagente limitante - são dadas as quantidades dos dois reagentes.Para 
encontrar o reagente limitante, escolhemos arbitrariamente um dos reagentes. Começamos com o 
KAuCl4 como reagente de trabalho e calculamos quantos gramas de Na2CO3 devem ser fornecidos para 
reagir com 20,00 g de KAuCl4: 
2 mols de KAuCl4 → 3 mols de Na2CO3 
2 mols x 377,88 g/mol 3 mols x 105,99 g/mol 
20,00 g X 
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X = 8,415 g de Na2CO3; ou seja, os 25,00 g de Na2CO3 são mais do que suficientes para possibilitar que o 
KAuCl4 reaja completamente. O Na2CO3 é o reagente em excesso, de modo que o KAuCl4 é o reagente 
limitante. 
2 mols de KAuCl4 → 2 mols de Au(OH)3 
2 mols x 377,88 g/mol 2 mols x 247,99 g/mol 
20,00 g Y 
Y = 13,13 g de Au(OH)3 é a quantidade máxima que pode ser obtida no processo 
 
56. A oxidação da amônia (NH3) com oxigênio, a alta temperatura e na presença de catalisador, é 
completa, produzindo óxido nítrico (NO) e vapor d'água. Partindo de amônia e oxigênio, em 
proporção estequiométrica, qual a porcentagem (em volume) de NO na mistura gasosa final? 
 
Interpretando o enunciado e balanceando: 4 NH3 + 5 O2 ---- 4 NO + 6 H2O 
 10 mols 
10 mols ----- 100% 
4 mols ------ X X = 40% 
 
57. Calcule a porcentagem de água existente no composto CuSO4.5 H2O. Considere as massas 
atômicas: Cu = 63,5 ; S = 32,0; H = 1; O = 16. 
CuSO4.5 H2O =63,5 + 32 + (16.4) + 5 ((2.1) + 16.1)) = 249,5 
 90g 
249,5 g CuSO4.5 H2O ----------------------100 % 
90g 5 H2O ---------------------- X X = 36,07% 
 
58. A produção de amônia gasosa NH3(g) pode ser representada pela seguinte equação não 
balanceada: 
 N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) 
 
Quantos mols de amônia são produzidos a partir de 6 mols de hidrogênio? Que massa é 
equivalente a esses 6 mols? Dados: N=14 g/mol e H=1 g/mol 
 
Após balancear a equação 1N2 (g) +3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 
 
3 mols de H2 --------- 2 mols de NH3 1 mol NH3 ------ 17g 
6 mols de H2 --------- x mols de NH3 4 mols NH3 ------- x g 
X = 4 mols X = 68g 
 
59. Gás Liquefeito de Petróleo (GLP) é um combustível de alto poder calorífico, mistura dos gases 
propano e butano. A reação de combustão do butano C4H10 pode ser representada pela seguinte 
equação não-equilibrada: C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l). A partir dos valores das 
entalpias de formação dados, determine a variação de entalpia dessa reação. 
Dados:∆H° formação : C4H10 (g) = - 126,4 kJ/mol, O2 (g) = 0 kJ/mol, CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol, 
H2O (l) = - 285,8 kJ/mol 
C4H10 (g) + 6,5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) 
∆H° reação = ∑∆H° produtos - ∑∆H° reagentes 
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∆H° reação = [ 4( ∆H° CO2 ) + 5( ∆H° H2O) ] - [ (∆H° C4H10) + 6,5 (∆H° O2)] 
∆H° reação = [ 4(- 393,5) + 5( - 285,8) ] - [ (- 126,4) + 6,5 (0)] 
∆H° reação = (-3003) - ( -126,4) 
∆H° reação = - 2876,6 kJ 
60. Quantos gramas de enxofre são obtidos em 2,5 mols deste elemento? Dado: massa atômica do 
Enxofre (S): 32,0g 
1 mol S -------- 32 g 
2,5 mol S -------- X X = 80g 
 
61. O carvão coque é o resíduo da destilação seca da hulha, sendo muito usado em processos 
metalúrgicos, especialmente em siderurgia, devido à sua alta resistência mecânica.A combustão 
de 10g de um coque elevou a temperatura de 3kg de água, de 20°C a 57°C. Calcule o seu 
poder calorífico, em kcal/g. Dado: calor específico da água = 1cal/g.°C. 
 
Q = m.c. ∆t = 3000x 1 x (57-20) = 111.000 cal = 111 kcal 
 
62. O oxigênio gasoso pode ser produzido em laboratório pela decomposição do clorato de potássio 
(KClO3): 
2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) 
Quantos litros, em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), de O2 podem ser 
produzidos a partir de 2,8 kg de KClO3? Dados: 1 mol de gás (CNTP) = 22,4 L; Massas 
atômicas: K = 39,10 g/mol; Cl = 35,45 g/mol; O = 15,99 g/mol 
2 KClO3 ------------- 3 O2 245g ----------- 3 x 22,4 L 
 2800g ----------- X X = 768 L 
63. O carvão mineral (hulha) é utilizado largamente em usinas termoelétricas nos paises onde há 
grande disponibilidade deste material. Um determinado carvão libera 7,4 Kcal por grama quando 
queimado. Calcule quantos gramas deste carvão são necessários para elevar de 50°C a 75°C, 
1,5 Kg de água. Dado: calor específico da água = 1cal/g.°C 
7,4kcal (7.400cal)------ g 1g ---------------------7.400 cal 
xg --------------------- 37.500 cal 
Q = m.c. ∆t = 1500.1.(75 – 50) = 37.500 cal X = 5,06g 
 
64. Considere que a reação de decomposição do ácido carbônico, H2CO3 , possa ser representada 
como: H2CO3 (aq)---H2O(l) + CO2(g). Ao medir a concentração de CO2, em mol/L, nos tempos 
20 s e 30 s, após o início da reação, encontramos os seguintes valores na tabela abaixo. 
Determina a velocidade média dessa reação no intervalo de 10 s a 20 s. 
t (s) [CO2] mol/L 
10 0,4 
20 1,0 
 
65. Nos processos industriais, os cálculos estequiométricos são necessários, por exemplo, na 
determinação da quantidade de matéria prima a ser comprada e no preço final dos produtos. 
Considere a obtenção de carbonato de sódio (Na2CO3)a partir da reação já balanceada: CO2 + 
Vm = ∆[ ] / ∆t = [1 – 0,4] / 20 – 10 = 0,06 mol / L. s 
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2NaOH → Na2CO3 + H2O Quantos mols de carbonato de sódio (Na2CO3) são formados quando 
2,3 mols de hidróxido de sódio (NaOH) reagem e o rendimento da reação é de 75%? 
 
2,0 mol NaOH------------ 1 mol Na2CO3 1,00 mol Na2CO3 ---------- 106g 
2,3 mol NaOH------------ X mol Na2CO3 1,15 mol Na2CO3 ---------- Xg 
 X = 1,15 mol X = 121,9 g 
 x 75% = 91,24g 
 
66. Dada a seguinte equação: REAGENTES ↔ COMPLEXO ATIVADO ↔ PRODUTO + CALOR 
Represente em um gráfico (entalpia em ordenada e caminho da reação em abcissa) os níveis 
das entalpias de reagentes, complexo ativado e produtos. 
 
 
67. A equação termoquímica de combustão do magnésio é: 2Mg + 02 ----> 2MgO ∆Hº = 1203kj. A 
quantidade de calor, em quilojoules, liberada pela queima de 4,8g de magnésio é: (Considere 
massa atômica Mg = 24) 
 
2 Mg ------1203 kJ 2x24g --------1203 kJ 
 4,8g -------- X X = 120,3 kJ 
 
68. Calcule o calor envolvido na reação de obtenção do ácido nítrico (HNO3) de acordo com a 
equação abaixo, não balanceada. 
N2O5 (g) + H2O (l) --> HNO3 (l) 
 
A partir do valor do calor calculado, classifique a reação como endotérmica ou exotérmica. 
Dados: ∆Hº (KJ/mol): N2O5 (g) = - 43,1; H2O (l) = - 241,82 e HNO3 (l)= - 174,10 
N2O5 (g) + H2O (l) --> 2 HNO3 (l) 
 Hº = Σ Hº produtos – Σ Hºreagentes 
 Hº = [2(-174,10)] - [ (-43,1) + (-241,82) ] = - 63,28 kJ reação exotérmica 
69. Use os seguintes dados termodinâmicos H = - 196,1 kJ/mol e S = 125,56 J/K.mol para verificar 
se um determinado processo industrial é espontâneo a 25 ºC. 
Resposta: 
Gº =Hº - T Sº T = 25 °C + 273 = K , então, K = 25 + 273 = 298 
Gº = (- 196,1x103 )- (298) (125,56) = - 233,5 x103 J /mol OU 233.516,88 J / reação exotérmica 
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70. Quantos mols de oxigênio há em 980g de ácido sulfúrico (H2SO4)? (massas atômicas: H=1, S=32, 
O=16) 
a) 4 b) 10 c) 50 d) 20 e) 40 
 
1 mol H2SO4 -------- 98g ----------- 64g oxigênio 1 mol de oxigênio ----------- 16 g 
 980g ----------- X g oxigênio Y mol de oxigênio ----------- 640 g 
 X = 640 g Y = 40 mol 
71. A decomposição da água oxigenada sem catalisador exige uma energia de ativação de 18,0 Kcal/mol. 
Entretanto, na presença de platina ( catálise heterogênea ) e de catalase ( catálise homogênea) a 
energia de ativação cai para 12,0 e 5,0 Kcal/mol, respectivamente, como pode ser observado no 
gráfico abaixo. 
 
a) A reação de decomposição é endo ou exotérmica? Justifique. 
b) Associe cada uma das curvas ( a, b, c ) com as condições de decomposição da água oxigenada. 
 
Resposta: 
 
a) A reação de decomposição demonstra ser exotérmica, ou seja, a entalpia dos produtos é 
menor que a entalpia do reagente, portanto houve liberação de calor. 
 
b) - Curva a : reação sem catálise. 
 - Curva b : catálise heterogênea. 
- Curva c : catálise homogênea. 
 
72. Os aparelhos de solda de uma forma geral utilizam oxigênio e acetileno nas soldas de 
oxiacetileno, porque juntos esses gases produzem chamas cujas temperaturas variam entre 
2700 a 3300ºC. A combinação de oxiacetileno produz chamas mais quentes do que qualquer 
outra combinação de gases. A reação de combustão do acetileno pode ser representada pela 
equação não balanceada: C2H2 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l). Considerando os valores das 
entalpias de formação dados, determine a variação de entalpia dessa reação. Dados: ∆H° formação 
: C2H2 (g) = + 227,4 kJ/mol, O2 (g) = 0 kJ/mol, CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol, H2O (l) = - 285,8 kJ/mol 
Resposta: 
C2H2 (g) + 2,5 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) 
 
∆H° reação = [ 2( ∆H° CO2 ) + ( ∆H° H2O) ] - [ (∆H° C2H2) + 2,5 (∆H° O2)] 
 
∆H° reação = [ 2(- 393,5) + ( - 285,8) ] - [ (227,4) + 2,5 (0)] 
∆H° reação = (-1072,8) - ( 227,4) 
∆H° reação = - 1300,2 kJ 
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73. O fosfato de cálcio (Ca3PO4) é uma substância usada na fabricação de fertilizantes. Um mol de 
Ca3PO4 contém quantos mols de Ca? 
 
3 mols de Ca 
74. O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é fundamental para a existência de vida no 
planeta. Ele pode ser representado pela seguinte equação química: 
O2(g) + ∞ H2O(l) = O2(aq). ΔH = - 11,7 kJ/mol. 
Observação: o símbolo ∞ significa grande quantidade de substância. 
 
a) Considerando que a altitude seja a mesma em que lago há mais oxigênio dissolvido: em um 
de águas a 10oC ou em outro de águas a 25oC. Justifique. 
b) Considerando uma mesma temperatura, onde há mais oxigênio dissolvido, em um lago no alto 
da cordilheira dos Andes ou em outro em sua base? Justifique. 
Resposta: 
a) Considerando que a altitude seja a mesma, como a reação é exotérmica, então diminuindo a 
temperatura, haverá maior produção de oxigênio dissolvido, logo haverá mais oxigênio dissolvido em 
águas a baixa temperatura (10oC); 
b) Temperatura constante. Base da cordilheira = 1 atmosfera; Alto da cordilheira = pressão menor que 1 
atmosfera. Haverá maior quantidade de oxigênio dissolvido, aumentando a pressão do sistema, logo será 
na base da cordilheira. 
75. 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. Mg2+(aq) + CaO(s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (s) + Ca2+(aq).A massa de 
óxido de cálcio necessária para precipitar 116,6 g de hidróxido de magnésio é: 
CaO 56g ---------- 58g Mg(OH)2 
 Xg --------- 116,6 g Mg(OH)2 X = 112,57g 
76. Considere a equação química abaixo e utilizando 22,2 g de hidróxido de cálcio, calcule a 
massa, em gramas, de ácido clorídrico (HCl) que reage e a massa, em gramas, de cloreto de 
cálcio que se forma, respectivamente (Dados: H = 1; Cl = 35,5 ; O = 16; Ca = 40): 
HCl + Ca(OH)2 ----- CaCl2 + H2O 
 
BALANCEANDO 
 2 HCl + 1 Ca(OH)2 ----- 1 CaCl2 + 2 H2O 
 
2 HCl ----- 1 Ca(OH)2 
 73 g ------ 74g 
 X g ----- 22,2 g 
 
X = 21,9g 
2 HCl ----- 1 CaCl2 
 73g ----- 111g 
 21,9g ----- X 
 
X = 33,3g 
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77. Comprimindo de forma rápida o êmbolo de um determinado cilindro que contém um gás 
hidrogênio em seu interior, o sistema, praticamente, não troca calor com o meio exterior. 
Pode-se considerar esta transformação como: 
adiabática 
78. Considere a seguinte reação de produção de gás nitrogênio, a partir de gás amoníaco: 
4 NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O(g) 
Foi observado que num determinado instante, produzia-se nitrogênio a uma velocidade de 0,68 
mol/L.s. Pergunta-se: 
a) A que velocidade formava-se a água (H2O)? 
b) A que velocidade consumia-se a amônia (NH3)? 
c) A que velocidade o oxigênio (O2) reagiu? 
Resposta: 
a) 2 mol N2 ---------- 6 mol de H2O 
0,68 mol/L.s ---------- VH2O 
VH2O = 2,04 mol/L.s. 
b) 2 mol N2 ---------- 4 mol de NH3 
0,68 mol/L.s ---------- VNH3 
VNH3 = 1,36 mol/L.s 
c) 2 mol N2 ---------- 3 mol de O2 
0,68 mol/L.s ---------- VO2 
VO2 = 1,02 mol/L.s 
79. Quantos mols de água serão obtidos, na reação de combustão representada a seguir, quando forem 
utilizados, inicialmente, 10 mols de C2H4 (g)? 
balanceando 10 C2H4 (g) + 30 O2 (g)--- 20 CO2 (g)+ 20 H2O (g) 
20 mols de H2O 
 
80. A reação de combustão da gasolina, considerando que a mesma é composta 
basicamente por octano,ocorre conforme a equação: 
 
2 C8H18(I) + 25 O2(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=12 g/mol, H=1 g/mol e O= 16 g/mol 
 2 C8H18 ----- 25 O2 
2 [(12x8) + (1x18) ] --- 25 [(16x2)] 
 228 g --- 800g 
 664 g --- x 
 X= 2330 g 
81. O sulfato de bário, BaSO4, é produzido pela seguinte reação: 
 
Ba(NO3)2 (aq) + Na2SO4 → BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq) 
 
Um experimento foi iniciado com 75,00 g de Ba(NO3)2 e um excesso de Na2SO4. Após coleta e 
secagem do produto, foram obtidos 64,45 g de BaSO4. Calcule o rendimento percentual do processo. 
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Dados: Massas atômicas Ba = 137,3 g/mol; N = 14,01 g/mol; O = 15,99 g/mol; Na = 23,00 g/mol; S = 
32,06 g/mol 
Resposta: 
Cálculo da quantidade teórica: 
1 mol de Ba(NO3)2 → 1 mol de BaSO4 
1 mol x 261,26 g/mol 1 mol x 233,32 g/mol 
75,00 g X 
X = 66,98 g de BaSO4 é a quantidade teórica (p/100% de rendimento) 
Rendimento do processo: 
66,98 g de BaSO4 → 100% 
64,45 g de BaSO4 obtidos → Y 
Y = 96,22 % é o rendimento percentual do processo 
82. Considere a equação química abaixo e utilizando 22,2 g de hidróxido de cálcio, calcule a 
massa, em gramas, de ácido clorídrico (HCl) que reage e a massa, em gramas, de cloreto de 
cálcio que se forma, respectivamente (Dados: H = 1; Cl = 35,5 ; O = 16; Ca = 40): 
HCl + Ca(OH)2 ----- CaCl2 + H2O 
 
BALANCEANDO 
 2 HCl + 1 Ca(OH)2 ----- 1 CaCl2 + 2 H2O 
 
2 HCl ----- 1 Ca(OH)2 
 73 g ------ 74g 
 X g ----- 22,2 g 
 
X = 21,9g 
2 HCl ----- 1 CaCl2 
 73g ----- 111g 
 21,9g ----- X 
 
X = 33,3g 
83. Em uma siderúrgica, o ferro é produzido em alto-forno a partir da hematita, um minério de ferro, 
misturado com coque e calcário. A reação global do processo pode ser representada pela seguinte 
equação química: Fe2O3(s) + 3 CO(g) = 2 Fe(s) + 3 CO2(g) + 27,6 kJ. 
 
a) Classifique a reação quanto ao calor desenvolvido e identifique o agente oxidante de acordo 
com a sua nomenclatura oficial. 
b) Considerando um rendimento de 100% e o volume molar, em condições reacionais, igual a 
24,0 L/mol, determine o volume de CO2(g), em litros, obtido por mol de ferro produzido. 
Resposta: 
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a) Reação Exotérmica; Uma dentre as nomenclaturas abaixo: Óxido de Ferro III ou Óxido Férrico ou 
Trióxido de diferro. 
b) 2 mol Fe(s) ------------ 3mol CO2(g) 
2 mol Fe(s) ----------------- 3 x 24,0 L 
1 mol Fe(s) ------------------ x x = 36 Litros. 
86. Verifique a espontaneidade, a 25 °C, de um determinado processo químico, através do cálculo da 
variação da sua energia livre de Gibbs padrão. Considere que para esse processo ∆H° = + 0,5 kJ e 
∆S° = 100 J. Justifique a sua resposta. 
Resposta: 
∆Hº = 0,5 kJ = 0,5x103 J 
 
T= 25 ºC + 273 = 298 K 
 
∆G°=∆Hº -T∆S° 
∆G°= 0,5 x103 - 298(100) 
∆G°= - 29300 J 
 Como ∆G°<0 o processo é espontâneo nessa temperatura. 
87. O cloreto de cálcio (CaCl2.6H2O ) é um sal higroscópico usado para derreter a neve das ruas nos 
países frios. A porcentagem de cálcio (Ca) em 1 mol de CaCl2.6H2O é: ( Obs: massas atômicas: 
Ca=40; do Cl=35; do H=1 e do O=16) 
a) 5,48% b) 28,3% c) 32,4% d) 53,8% e) 18,35 % 
1 mol CaCl2.6H2O----218g ----- 100% 
 40g ----- X X = ~18,35 % 
88. A obtenção de etanol, a partir de sacarose (açúcar) por fermentação, pode ser apresentada pela 
seguinte equação: 
C12H22O11 + H2O CC 
Admitindo-se que o processo tenha rendimento de 100% e que o etanol seja anidro (puro), calcule a 
massa (em kg) de açúcar necessária para produzir um volume de 50 litros de etanol, suficiente para 
encher um tanque de um automóvel. Dados: 
Densidade do Etanol = 0,8 g/cm3 / MM da sacarose = 342 g/mol / MM etanol = 46 g/mol 
Resposta: 
1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 d = m / V, ou seja, m = dV, assim, m = 0,8 g/cm3 x 1000 cm3/ 1 dm3 x 50 L = 40 kg 
342 kg ------ 4 x 46 kg 
x kg -------- 40 kg 
x = 74,35 kg de sacarose (aprox.) 
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90. A uréia é manufaturada industrialmente a partir do CO2 e do NH3. Uma de suas utilidades é como 
fertilizante, onde reage lentamente com a água do solo para produzir a amônia e o dióxido de 
carbono. A amônia funciona como uma fonte de nitrogênio para as plantas em crescimento. 
CO(NH2)2 (aq) + H20 (l) → CO2 (g) + 2 NH3 (g) 
Calcule o valor de ∆G na temperatura de 15oC e avalie a espontaneidade da reação da uréia com 
água. Dados: 
Substância So (J/K.mol) Ho (kJ/mol) 
CO(NH2)2 (aq) 173,8 - 319,2 
H2O (l) 69,96 - 285,9 
CO2 (g) 213,6 - 393,5 
NH3 (g) 192,5 - 46,19 
 
Resposta: 
Efetuando os cálculos de variação de entalpia e de variação de entropia, chega-se a: 
∆Ho = Hp – Hr = + 119,2 kJ ∆So = Sp – Sr = + 354,8 J/K 
Como: ∆G = ∆Ho - T . ∆So e T = 15 + 273,15 = 288,15 K 
Temos: ∆G = + 16,96 kJ e o processo não é espontâneo. 
91. Considere um processo que ocorra a pressão constante e na temperatura de 27 °C com a liberação 
de 200 kJ de calor. Sabendo que houve um aumento de 1000 J na sua variação de entropia, 
determine se esse processo é espontâneo na temperatura em questão. 
∆Hº = 200kJ = 200x103 J T= 27 ºC + 273 = 300 K 
 
 ∆G°=∆Hº -T∆S°, então, ∆G°=200x103 - 300(1000) 
∆G°= - 100000 J Como ∆G°<0 o processo é espontâneo nessa temperatura. 
 
92. O processo de Haber para a síntese da amônia foi um grande avanço em 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) 
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). 
Resposta 
1 mol de N2 --------- 2 mols NH3(g) 
Logo: 28g de N2 produzirão 2x17 g de NH3 = 34 g 
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93. O butano (C4H10) é o principal componente do gás do botijão. A equação não balanceada que 
representa sua queima é dada da seguinte forma: C4H10 + O2 CO2 + H2O. 
Dado: volume molar de CO2 nas condições normais = 25 L.mol-1. 
a) Que número de mols de O2 será gasto na queima de 3 mols de butano? 
b) Quanto de massa de C4H10 será consumida para formar 100 g de água? 
c) Que volume de CO2 será formado na queima de 15g de butano? 
Respostas: 
a) 1 C4H10 + 2 O2 ----- 1 CO2 + 2 H2O 
 
1 mol de C4H10 ----- 2 mols O2 
3 mols de C4H10 ----- x mols O2 x = 6 mols 
 
b) 1 mol de C4H10 ----- 2 mols H2O c) 1 mol de C4H10 ----- 1 mol CO2 
 58g C4H10 ----- 2 x 18g H2O 58g C4H10 ----- 1 x 25 L CO2 
 xg C4H10 ----- 100g H2O 15g C4H10 -----x L CO2 
 x = 161,11g x = 5,79 L 
 
94. O ferro metálico é produzido nas indústrias por meio da reação do minério Fe2O3 com carvão 
mineral (coque). Considere a reação representada pela equação não balanceada para 
responder às questões. Dados: MM: Ferro (Fe) = 56, Oxigênio (O) = 16, Carbono (C) = 12. 
Fe2O3 + C Fe + CO2 
a) Quanto de massa de Fe será formada na mistura de 160 g de Fe2O3 com 15g de C? x 
b) Quantos mols de CO2 serão formados na reação entre 3 mols de Fe2O3 e 5 mols de C? 
c) Que volume de CO2 (considerar CNTP) será formado na reação entre 80g de Fe2O3 e 
12g de C? 
Respostas: Pelos valores fornecidos, não dá para finalizar direto por Proust. 
2 x 160 3 x 12 
 
2 Fe2O3 ----- 3 C 
 
160g 15g 
 
Multiplica cruzado! 
 
Fe2O3 = 160 x 36 = 5.760g (maior), excesso, desconsiderar no 
cálculo. 
 
C = 15 x 320 = 4800g 
a) 3 C ----- 4 Fe 
 3 x 12g ----- 4 x 56g 
 15g ----- x 
 x = 93,33g 
b) 3 mols C ----- 3 mols CO2 
5 mols C ----- x mols CO2 
 
x = 5 mols CO2 
c) 3 mols C ----- 3 mols CO2 
 3 x 12g ----- 3 x 22,4 L CO2 
 12g ----- x L CO2 
x = 22,4 LCO2 
 
95. O Clorato de potássio (KClO3) pode ser usado para obter gás oxigênio por meio da reação de 
decomposição: KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g). Qual a quantidade máxima, em gramas, de 
gás oxigênio (O2) que pode ser obtida pela decomposição de 10 kg de KClO3, com pureza de 
90%. Dados (g.mol-1): K = 39,1; Cl = 35,5; O = 16. 
KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g) 
 
Massa KClO3 = 122,6 Massa 3/2 O2 = 48g 
10kg = 10.000 g 
 
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1 KClO3 ----- 3/2 O2 
 122,6g ----- 48g 
10.000g ----- x g x = 3915.17g com 90% pureza x = 3.523,65g 
96. "Uma das formas de se medir o grau de intoxicação de mercúrio em seres vivos é a 
determinação de sua presença nos cabelos. A Organização Mundial de Saúde (OMS) 
estabeleceu que o nível máximo permissível, sem risco para a saúde, é de 50.10-6 g de Hg/g 
de cabelo". (Fonte: Revista Ciência Hoje, vol 11, edição n° 61). 
Dados: 
I - A massa molar do Hg é igual a 200g/mol. 
II - O número de Avogadro é igual a 6,0.1023 átomos. 
Com base nesses dados, pode-se afirmar que, no organismo, o número de átomos de Hg permitido pela 
OMS é: 
 
a) 2,0.108 
b) 1,5.1023 
c) 1,5.1011 
d) 1,5.1017 
e) 2,5.106 
97. Considere uma reação de combustão que apresente a variação de entalpia padrão igual - 
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? 
Como H° é negativo, a reação é exotérmica 
b) Essa reação é espontânea a 25°C? Sim porque G° da reação é negativo 
98. Analise a equação abaixo, que representa a reação de combustão do metano a 25 °C, e os 
dados fornecidos e assinale a alternativa correta. 
CH4 (g) + 2 O2 (g) ® CO2 (g) + 2 H2O (l) 
Dados: H° = - 210,8 cal/mol e G° = - 840.4 Kcal/mol 
A combustão do metano é espontânea a 25 °C. 
99. Dada a equação: 
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O 
 
Se, na combustão, foram obtidos 792g de gás carbônico, a massa e o número de moléculas de 
açúcar utilizadas foram iguais a 12C, 16 O, 1H.: 
 
MM açúcar (C6H12O6)=180g MM CO2 = 6 x 44 = 264 
180g açúcar -------- 264g CO2 180 g açúcar ----------- 6 x 1023 moléculas 
 X g açúcar -------- 792g CO2 540 g acúlar ------------ X moléculas 
 X = 540 g X = 1,8.1024 moléculas 
1,0 mol Hg---- 200g ----- 6 x 10 23 átomos 
 50.10-6 ----- X átomos 
 X = 1,5.1017 átomos 
 
 
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100. A combustão completa do álcool comum está representada pela seguinte equação química: 
C2H6O + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3 H2O(v). Considerando que a massa molar do C2H6O é igual a 
46g/mol, a massa de álcool que possivelmente foi queimada para produzir 448L de gás 
carbônico a 0°C e 1atm, nas CNTP, equivale a: 
C2H6O 46 g ----- 2 x 22,4 L 2CO2(g) 
 X g ----- 448L X = 460g 
101. Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água nos pulmões para 
produzir ácido clorídrico, que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte; 
por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação dessa reação é: COCl2+ 
H2O → CO2 + 2 HCl . Se uma pessoa inalar 198 mg de fosgênio, qual a massa, em mg, de 
ácido clorídrico que se forma nos pulmões? Dados: Massas (g/mol) COCl2 = 98,9; HCl = 
36,458.Passando as massas para mg (98,9g= 0,0989 mg; 36,458 x 2 = 72,916g= 0,072916 
mg) 
COCl2 → 2 HCl 
0,0989 mg → 0,072916 mg 
 198 mg → X mg X = 145,9794 mg 
102. 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 cheio, 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 (H2) obtido nas CNTP(MM (g): Fe= 56, H=1). 
Passando as massas para kg Fe(s) → H2(g) 
 0,056kg → 22,4L 
 448 kg → X L X = 179.200 L 
103. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio 
que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não 
balanceada que representa o processo global é: 
Al2O3 + C → CO2 + Al 
 Para dois mols de Al2O3 quantos mols de CO2 e de Al, respectivamente, são produzidos esse processo? 
2 Al2O3 +3 C → 3 CO2 + 4 Al 
104. CaCO3 + 2HCl ----- CaCl2 + H2O + CO2.. Com base na equação podemos afirmar que 200g de 
carbonato de cálcio (CaCO3) produziu a seguinte massa de cloreto de cálcio ( CaCl2 ) e 
volume de CO2 nas CNTP, respectivamente, supondo-se que a reação tenha 100% de 
rendimento. MM CaCO3=100g, CaCl2= 111g 
CaCO3 ----- CaCl2 CaCO3 ---------- CO2 
100 g ------ 111g 100g ----------- 22,4L 
200g ------ X 200g ------------ X 
 X = 222g X = 44,8L 
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105. Assinale a opção que mais se aproxima da massa de SO2 e que resulta da queima de 20,0 
mL de sulfeto de carbono (líquido com densidade igual a 1,43 g/mL) em atmosfera com 
excesso de gás oxigênio, tendo essa reação 80% de rendimento. CS2 + O2 → CO2 + SO2. 
Balanceando CS2 + 3 O2 → CO2 + 2 SO2 
d = m / v, então, 1,43 = m / 20, então, m = 28,6g 
1 CS2 -------- 2 SO2 
76,0 g ---------- 128g 
28,6g ------------ X g X = 48,16g x80% = 38,53g 
106. Qual será o volume de HCl, em litros, produzido nas CNTP, quando 71 gramas de gás cloro 
reagirem completamente com hidrogênio segundo a equação abaixo? 
H2 (g) + Cl2 (g) ----- HCl (g) Dados: massa atômica (g/mol) Cl=35,5, H=1. 
 ½ Cl2 ----------- HCl 
35,5g ---------- 22,4 L 
71,0g --------- X X = 44,8L 
107. A pólvora consiste em uma mistura de substâncias que, em condições adequadas, reagem, 
com rendimento de 100%, segundo a equação química abaixo: 4 KNO3(s) + 7 C(s) + S(s) → 3 
CO2(g) + 3 CO(g) + 2 N2(g) + K2CO3(s) + K2S(s). Sob condições normais de temperatura e pressão, e 
admitindo comportamento ideal para todos os gases, considere a reação de uma amostra de pólvoracontendo 1515 g de KNO3 com 80% de pureza. Calcule o volume total de gases, nas CNPT, 
produzidos na reação. 
80% de 1,515kg = 1,212Kg de KNO3 = 1.212g de KNO3 / KNO3 = 4 (39+14+(16x3))= 404 
Pela reação 404g de KNO3 ----------- 8mols de gases ( 3 CO2 (g) + 3 CO (g) + 2 N2 (g) ) 
 
 1212g de KNO3 --------------- X X = 24 mols de gás 
 
Nas CNTP 1mol gases ----------- 22,4 litros 
 24 mol gases --------- X X = 537,6 L 
108. O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com ácido 
sulfúrico. Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 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.Al=27, H=1, S=32, O=16 
2 Al + 3 H2SO4 ----------------- 1 Al2 (SO4)3 + 3 H2 
2 Al ----------------- 3 H2 6,72 L ----- 100% 
2 x 27g ---------------- 3 x 22,4L 5,71L ------ X% 
5,4g ---------------- X X ≈ 85% pureza 
X = 6,72L 
109. O que é um catalisador? Como ele interfere na velocidade da reação? 
Catalisador é uma substância que acelera a reação mas não altera a composição química dos 
reagentes e produtos envolvidos. Quando o catalisador está presente a energia de ativação é 
menor e a velocidade da reação é maior. 
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111. Uma molécula de água, isolada, não apresenta certas propriedades físicas - como ponto de 
fusão e de ebulição - que dependem de interações entre moléculas. Em 1998, um grupo de 
pesquisadores determinou que, para exibir todas as propriedades físicas, é necessário um 
grupamento de, no mínimo, seis moléculas de água. O número desses grupamentos mínimos 
que estão contidos em um mol de moléculas de água corresponde a: 
a) 6,0 x 1023 c) 1,0 x 1023 e) 3,0 x 1023 
b) 18,0 x 1023 d) 9,0 x 1023 
112. Calcule para a reação abaixo a 25.0 °C ΔGº 
Mg(s) + O2 (g) →MgO(s) Dados: ΔHº = -1203.4 kJ, e ΔSº
 
= -216.6 J/K. º C + 273,15 = K 
ΔG = ΔH – TΔS, então, ΔG = - 1203.4 KJ - (298,15 K).(0,2166 J/K), então, ΔG = - 1139 KJ 
113. 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: 
a) k [A]2 b) k [A]2[B] c) k [A][B] d) k [A]4 e) k[A]4[B] 
114. Qual será a temperatura final de 5 Kg de água, numa reação química, se é liberado 40 Kcal com 
temperatura inicial de 30ºC? (Dados: Q = m.c.ΔT, cÁGUA = 1 cal/g.ºC) 
Q=m.c. ΔT, então, 40.000 = 5.000.1 (T2 – 30),então, 40.000= 5.000T2 – 150.000, então, 
T2 = 190.000 / 5.000 = 38 = 38º C 
115. As quantidades de energia envolvidas nos processos de transformação de 
um alceno em alcano, com e sem catalisador, encontram-se representadas 
no gráfico abaixo: 
 
Sobre esses processos de transformação, são feitas as seguintes afirmações: 
I - a reação catalisada possui uma única etapa; 
II - a variação da entalpia é igual a 32; 
III - as reações são exotérmicas; 
IV - a reação não catalisada possui um complexo ativado. 
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É correto o que se afirma apenas em: 
a) I e II b) II e IV c) I e IV d) III e IV e) II e III 
116. O cobre utilizado nos condutores elétricos deve apresentar uma pureza muito elevada, em torno de 99 
%, de modo a reduzir a sua resistência elétrica. O cobre obtido na metalurgia não possui esta pureza, 
sendo necessário um refino que é realizado por processo eletrolítico. Explique o refino eletrolítico do 
cobre. 
O processo de refino eletrolítico do cobre consiste na utilização de um eletrodo de cobre 
impuro como ânodo, para que ocorra a oxidação do cobre presente, em uma solução de Cu2+ e 
no cátodo utilizar um eletrodo de cobre puro, para que os íons Cu2+ possam se reduzir sobre 
esse eletrodo, ficando com elevado grau de pureza. 
 
INDICAÇÃO DE SITE COM EXERCÍCIOS: http://acessoeducacao.com.br/site/wp-
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