2ª série / EM 1) (Puccamp - SP) · 9) (FUVEST/SP)O conjunto esquematizado contém inicialmente os...

2ª série / EM

1) (Puccamp - SP) Considere as seguintes equações termoquímicas:

I. 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H1 = +284,6 kJ

II. 1 C(grafita) + 1 O2(g)→ 1 CO2(g) ∆H2 = -393,3 kJ

III. 1 C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2H2O(l) ∆H3 = -1410,8 kJ

IV. 1 C3H6(g) + 1 H2(g) → 1 C3HO8(g) ∆H4 = -123,8 kJ

V. 1 I(g) → 1/2 I2(g) ∆H5 = -104,6 kJ

Qual é a variação de entalpia que pode ser designada calor de formação ou calor de

combustão?

a) ∆H1.

b) ∆H2.

c) ∆H3.

d) ∆H4.

e) ∆H5.

2) Represente por equação termoquímica as seguintes equações:

a) 2 NH4NO3(s) - 411,2 kJ → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ)

b) HgO(s) + 90 kJ → Hg(ℓ) + ½ O2(g)

c) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) + 281,8 kJ

d) CO2(g) + H2(g) + 122,8 kJ → CO(g) + 6 H2O(g)

SECRETARIA DE SEGURANÇA PÚBLICA/SECRETARIA DE EDUCAÇÃO

POLÍCIA MILITAR DO ESTADO DE GOIÁS

COMANDO DE ENSINO POLICIAL MILITAR

COLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR NADER ALVES DOS SANTOS

SÉRIE/ANO: 2ª TURMA(S): DISCIPLINA: Química

DATA:

____ / ____ / 2015

PROFESSOR (A): Rayssa Miranda de Araújo

A t i v i d a d e C o m p l e m e n t a r

ALUNO (A):_____________________________________________________________________________ Nº_______

e) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) + 2,9 kJ

f) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) + 18 kcal

3) (PUC-MG) Sejam dadas as equações termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm:

I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 Kcal/mol

II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 Kcal/mol

III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 Kcal/mol

IV - C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 Kcal/mol

V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 Kcal/mol

Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das reações acima, a que você

escolheria como fonte de energia é:

a)I

b)II

c) III

d) IV

e ) V

4) Considerando as seguintes equações termoquímicas e seus respectivos ∆H0, indique o

reagente que, em relação aos produtos, possui maior energia:

a) C(grafita) → C(diamante) ∆H0 = + 2,1 kJ/mol de C

b) I(g) → ½ I2(g) ∆H0 = - 104,5 kJ/mol de I

c)1/2 Cℓ(g) → Cℓ(g) ∆H0 = + 125,4 kJ/mol de Cℓ

5) O cálcio reage com o oxigênio produzindo o óxido de cálcio, mais conhecido como

cal virgem. Foram realizados dois experimentos, cujos dados estão alistados na tabela a

seguir de forma incompleta:

Descubra os valores de x, y e z com o auxílio das Leis de Lavoisier (Lei de Conservação

das Massas) e de Proust (Lei das Proporções Constantes).

6) 100 g de calcário é colocada sob aquecimento e se decompõe em 56 g de cal viva e

44 g de gás carbônico. Essa afirmativa está baseada na lei de qual cientista?

a) Lavoisier

b) Dalton

c) Richter

d) Gay-Lussac

e) Proust

7) Na reação de neutralização do ácido clorídrico pelo hidróxido de magnésio, sabe-se

que 73 g do ácido reage com 58 g do hidróxido com formação de 36 g de água. Baseado

nessas informações e utilizando a Lei de Lavoisier, determine a massa do outro produto

dessa reação, o cloreto de magnésio.

8) (Fuvest-SP) Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de

papel em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A.

Esse procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada

combustão, observou-se:

Com papel Com palha de aço

a) A e B no mesmo nível A e B no mesmo nível

b) A abaixo de B A abaixo de B

c) A acima de B A acima de B

d) A acima de B A abaixo de B

e) A abaixo de B A e B no mesmo nível

9) (FUVEST/SP)O conjunto esquematizado contém inicialmente os reagentes A e B

separados. Utilizando dois conjuntos desse tipo, são realizados os experimentos 1 e 2,

misturando-se A e B, conforme descrito a seguir:

Experimento 1:

Reagente A: solução aquosa de nitrato de prata.

Reagente B: pó de cloreto de sódio.

Produtos: cloreto de prata sólido e solução aquosa de nitrato de sódio.

Experimento 2:

Reagente A: solução aquosa de cloreto de hidrogênio.

Reagente B: pó de carbonato de sódio.

Produtos: água líquida, gás carbônico e solução aquosa de cloreto de sódio.

Designando por I a massa inicial de cada conjunto (antes da mistura) e por F1 e F2 suas

massas finais (após misturar) tem-se:

a) Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 = I

b) Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 > I

c) Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 < I

d) Experimento 1: F1 > I; experimento 2: F2 > I

e) Experimento 1: F1 < I; experimento 2: F2 < I

10) (Fuvest 2008)Devido à toxicidade do mercúrio, em caso de derramamento desse

metal, costuma-se espalhar enxofre no local, para removê-lo. Mercúrio e enxofre

reagem, gradativamente, formando sulfeto de mercúrio. Para fins de estudo, a reação

pode ocorrer mais rapidamente se as duas substâncias forem misturadas num almofariz.

Usando esse procedimento, foram feitos dois experimentos. No primeiro, 5,0 g de

mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram, formando 5,8 g do produto, sobrando 0,2 g de

enxofre. No segundo experimento, 12,0 g de mercúrio e 1,6 g de enxofre forneceram

11,6 g do produto, restando 2,0 g de mercúrio.

Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei da conservação da massa

(Lavoisier) e a lei das proporções definidas (Proust).

11) Sabe-se que 28 g de nitrogênio reagem completamente com 6 g de hidrogênio,

formando amônia. Qual será a massa, em gramas de amônia formada, quando 140 g de

nitrogênio reagir com hidrogênio suficiente para completar a reação?

12) Foram realizados três experimentos envolvendo a reação de síntese entre o

nitrogênio e o hidrogênio para a obtenção da amônia. Os dados obtidos estão alistados

na tabela a seguir. Demonstre a Lei de Proust baseando-se nesses resultados.

13) (Vunesp-SP) Duas amostras de carbono puro de massa 1,00 g e 9,00 g foram

completamente queimadas ao ar. O único produto formado nos dois casos, o dióxido de

carbono gasoso, foi totalmente recolhido e as massas obtidas foram 3,66 g e 32,94 g,

respectivamente.

Utilizando estes dados:

a) Demonstre que nos dois casos a Lei de Proust é obedecida;

b) determine a composição do dióxido de carbono, expressa em porcentagem em massa

de carbono e de oxigênio.

14) (UEL-PR) 46,0 g de sódio reagem com 32,0 goxigênio formando peróxido de

sódio. Quantos gramas de sódio serão necessários para obter 156 g de peróxido de

sódio?

a) 23,0

b) 32,0

c) 69,0

d) 78,0

e) 92,0

15) Quantos átomos de cada elemento possuem em cada molécula a seguir:

a) NaOH

b)Ba(OH)2

c)Al2(SO4)3

d)CuSO4

16) Número de átomos em moléculas com coeficiente

Faça a contagem do número de átomos em uma molécula e multiplique pelo valor do

coeficiente:

a)4 KO2

b)5 H2O

c)3 Cu (OH)2

d)4 Ca3 (PO4)2

18) Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0

litros de água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a

concentração da solução final?

a) 2g/L

b) 4g/L

c) 6 g/L

d) 8 g/L

e) 10 g/L

19) Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4)

misturando 33 g desse ácido em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente,

sob agitação e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume

de 220 mL. A concentração em g/L dessa solução é:

a) 0,15

b) 0,165

c) 66

d) 15

e) 150

20) Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), calcule:

a) A concentração em g/L de uma solução que contém 4,0 g de NaOH dissolvidos

em 500 mL de solução.

b) Para preparar 300 mL de uma solução dessa base com concentração de 5 g/L será

preciso quanto de soluto?

c) Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio que

possui exatamente 1 mol dessa substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua

concentração é igual a 240 g/L?

21) (UnB-DF) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se:

A porcentagem em massa indica-nos a quantidade de gramas de cada componente em

100 g de leite em pó. Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um

copo de 200 mL de leite preparado.

22) (Fuvest-SP) Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma na versão “diet” e

outra na versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a

mesma massa quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas,

exceto por uma diferença: a versão comum contém certa quantidade de açúcar,

enquanto a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa desprezível de um adoçante

artificial). Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes

resultados:

Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante

comum é de, aproximadamente:

a) 0,020

b) 0,050

c) 1,1

d) 20

e) 50

23) (UFRN-RN) Uma das potencialidades econômicas do Rio Grande do Norte é a

produção de sal marinho. O cloreto de sódio é obtido a partir da água do mar nas salinas

construídas nas proximidades do litoral. De modo geral, a água do mar percorre

diversos tanques de cristalização até uma concentração determinada. Suponha que,

numa das etapas do processo, um técnico retirou 3 amostras de 500 mL de um tanque de

cristalização, realizou a evaporação com cada amostra e anotou a massa de sal resultante

na tabela a seguir:

A concentração média das amostras será de:

a) 48 g/L.

b) 44 g/L.

c) 42 g/L.

d) 40 g/L

24) (Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa

de MgCl2 de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos?

a) 8,0

b) 6,0

c) 4,0

d) 2,0

e) 1,0

25) (Fuvest-SP) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de

5,0 · 10–5 mol/litro. Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um

dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a: (massa molar

do fluoreto: 19,0 g/mol)

a) 0,9.

b) 1,3.

c) 2,8.

d) 5,7.

e) 15

Gabarito

Resposta Questão 1

Alternativa “b”.

Para ser calor de formação, é preciso que os reagentes sejam substâncias simples. Para

ser calor de combustão, a reação deve ocorrer entre algum combustível e o O2, e o valor

de ∆H tem que ser negativo, indicando que houve liberação de energia. A única equação

termoquímica que atende a todos esses critérios é a II.

Resposta Questão 2

a) 2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(ℓ) ∆H = - 205,6 kJ/mol de NH4NO3(s)

b) HgO(s) → Hg(ℓ) + ½ O2(g) ∆H = + 90 kJ/mol

c) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) ∆H = - 140,9 kJ/mol de Na(s)

d) CO2(g) + H2(g) → CO(g) + 6 H2O(g) ∆H = + 122,8 kJ/mol

e) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ) ∆H = - 2,9 kJ/mol

f) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) +∆H = - 18 kcal/mol

Resposta Questão 3

Alternativa “c”.

Todas as reações são exotérmicas, liberando calor, pois os valores de ∆H são todos

negativos. Mas o que libera mais energia é a reação III.

Resposta Questão 4

O reagente que possui maior energia é o I(g), pois a formação do I2(g) é um processo

exotérmico, ou seja, que libera energia. Essa é a única reação que possui

o ∆H0 negativo.

Resposta Questão 5

A lei de Lavoisier diz que a massa no sistema permanece constante, portanto, temos:

40 g + x = 56 g

x = (56 -40) g

x = 16 g

A Lei de Proust diz que a proporção se mantém constante, então se a massa do oxigênio

era 16 g e passou para 32 g, isso significa que ela dobrou. Assim, todos os outros

valores também dobraram:

y =40 g . 2 = 80 g

z = 56 g . 2 = 112 g

Resposta Questão 6

Alternativa“a”. Porque a Lei de Lavoisier é a Lei da Conservação das Massas, que diz

que a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes. Veja que o reagente

tinha 100 g e os produtos também, pois 56 + 44 = 100.

Resposta Questão 7

A massa formada de cloreto de magnésio é de 95 g, pois:

ácido clorídrico + hidróxido de magnésio → cloreto de magnésio + água

73 g 58 g x 36g

Pela Lei de Lavoisier, temos que a massa total dos produtos é igual à massa total dos

reagentes. Desse modo, temos:

73 + 58 = x + 36

x = 95 g

Resposta Questão 8

Alternativa “d”. Quando o papel é queimado, forma-se gás carbônico e vapor de água

que abandonam o sistema (que é aberto), fazendo com que o prato A fique mais leve

que o prato B (A acima de B). Já no caso de queimarmos a palha de aço, formam-se

óxidos de ferro que permanecem no sistema, fazendo com que o prato B fique mais

pesado do que o A (A abaixo de B).

Resposta Questão 9

Alternativa “c”.

Como o béquer é um sistema aberto, o gás carbônico formado no experimento 2

abandona o sistema, de modo que nesse experimento a massa final é menor que a massa

inicial.

Resposta Questão 10

Mercúrio + Enxofre → Sulfeto de mercúrio Excesso

I. 5,0 g 1,0 g 5,8 g 0,2 g de enxofre

II. 12,0 g 1,6 g 11,6 g 2,0 g de mercúrio

Massas que reagiram efetivamente:

Mercúrio + Enxofre → Sulfeto de mercúrio Excesso

I. 5,0 g 0,8 g 5,8 g 0,2 g de enxofre

II. 12,0 g 1,6 g 11,6 g 2,0 g de mercúrio

Massa de mercúrio= 5,00 = 10,0 = 6,25

Massa de enxofre 0,8 1,6


170g.

Utilizando a Lei de Lavoisier, sabemos que a massa dos produtos é igual à soma das

massas dos reagentes, assim, temos:

Nitrogênio + Hidrogênio → amônia

28 g 6 g x

x = 28 g + 6g = 34 g

Agora utilizaremos a Lei de Proust, que nos diz que a proporção das massas dos

reagentes e dos produtos deve ser mantida constante. Assim, se a massa do nitrogênio

passou de 28 g para 140 g, quer dizer que ela aumentou 5 vezes, por isso, as outras

massas também terão que aumentar 5 vezes:


140 g 30 g 170g

Portanto, a massa da amônia formada nesse caso é de 170 g.

Poderíamos ter utilizado também uma regra de três simples para resolver essa questão:


28g----------------------------------34g

140g--------------------------------y

y = 170g


A lei de Proust diz que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são

produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Proust chegou a essa conclusão

observando que a decomposição de diferentes massas de uma substância composta

produzia massas de substâncias simples sempre numa mesma proporção.

Massa de gás hidrogênio= 1,00 = 2,00 = 3,00 = 0,214

Massa de gás nitrogênio 4,66 9,33 14,00


a) A lei de Proust diz que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são

produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Proust chegou a essa conclusão

observando que a decomposição de diferentes massas de uma substância composta

produzia massas de substâncias simples sempre numa mesma proporção.

___Massa de carbono puro__= 1,00 = 9,00 = 0,273

Massa de dióxido de carbono 3,66 32,94

b) 27% de carbono; 72,2% de oxigênio.

C(s) + O2(g) → CO2(g)

1,00 g x 3,66

Primeiramente, descobrimos a massa de oxigênio que reagiu, por meio da Lei de

Lavoisier, que diz que a massa total do produto é a soma das massas dos reagentes:

1,00 g + x = 3,66 g

x = (3,66-1,00) g

x = 2,66g

Agora, por meio de uma regra de três simples, descobrimos as porcentagens:

3,66 ---- 100% 3,66 ---- 100%

1,00 ----- y 2,66 ---- w

y = 27% w = 72%


Alternativa “e”.

Sódio + oxigênio → peróxido de sódio

46,0 g 32,0g x

Somando as massas dos reagentes, temos a massa do produto:

x = 46,0 g + 32,0 g = 78, 0g

Agora fazemos a regra de três, pois, segundo a Lei de Proust, a proporção das massas

deve ser mantida constante:

sódio + oxigênio → peróxido de sódio

46,0g ----------------------- 78,0g

y --------------------------156g

y = 92,0g


a) 1 átomo de Na

1 átomo de O

1 átomo de H

b)1 átomo de Ba

2 átomos de O

2 átomos de H

c) o índice fora do parênteses indica que o composto SO4 deve ser multiplicado por 3.

2 átomos de Al

12 átomos de O

3 átomos de S

d)1 átomo de Cu

1 átomo de S

4 átomos de O


a)4 átomos de K

8 átomos de O (4 x 2) n° átomos x nº coeficiente

b)5 átomos de O

10 átomos de H (5 x 2)

c)3 átomos de Cu

6 átomos de O (3 x 2)

6 átomos de H (3 x 2)

d)12 átomos de Ca (4 x 3)

8 átomos de P (4 x 2)

32 átomos de O (4 x 2 x 4)


Alternativa “a”

C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L

V 2,0 L


Alternativa “e”

Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para L:

1 L ---------- 1000 mL

X ------------220 mL

X = 220/1000

X = 0,22 L

Agora podemos fazer uma regra de três básica:

33 g de H2SO4 ------------ 0,22 L de solução

y ---------------------------- 1 L de solução

y = 1 L . 33 g

0,22 L

y = 150 g/L


a)

1 L ---------- 1000 mL

X ------------500 mL

X = 500/1000

X = 0,5 L

C = m1 →C = 4,0 g →C = 8,0 g/L

V 0,5 L

b) 1 L ---------- 1000 mL

X ------------300 mL

X = 300/1000

X = 0,3 L

C = m1 →5 g/L = m1 → m1 = (5 g/L) . (0,3 L) → m1 = 1,5 g

V 0,3 L

c)

240 g--------------- 1000 mL (1 L)

40 g --------------- x

X = (40 g). (1000 mL)

240 g

X = 166, 7 mL


45 g/L

- Primeiro calculamos a concentração da solução feita misturando-se 30 g do leite em pó

integral em 200 mL (1 copo) de água. Lembre-se de transformar o volume para L (200

mL → 0,2L):

C = m1 → C = 30 g → C = 150,0 g/L

V 0,2 L

- Agora fazemos uma regra de três, visto que a proteína equivale a 30% da massa do

leite:

100 % ---------- 150,0 g/L

30% ---------- x

X = 30 . 150

100

X = 45,0 g/L


Alternativa “e”

Sabendo que a diferença de massa entre o refrigerante comum e o diet é somente em

razão do açúcar:

maçúcar = mrefrigerante comum – mrefrigerante diet

maçúcar = 331,2 – 316,2

maçúcar = 15 g

15 g de açúcar -------- 0,3 L de refrigerante (300 mL)

x ------------------------- 1 L de refrigerante

x = 1 . 15 / 0,3

x = 50 g de açúcar/L de refrigerante


- Primeiramente, calculamos a concentração comum de cada amostra. Como a unidade

pedida no exercício é g/L, o volume de 500 mL será passado para litros, dando um

resultado de 0,5 L:

C = m1

V

Amostra 1: Amostra 2: Amostra 3:

C1 = 22 g C2 = 20 g C3 = 24 g

0,5 L 0,5 L 0,5 L

C1 = 44 g/L C2= 40 g/L C3 = 48 g/L

- Tirando a média:

Cmédia = C1 + C2 + C3 →Cmédia = (44 + 40+ 48)g/L →Cmédia = 44 g/L

3 3


Alternativa “d”

C = m1

V

8,0 g/L = __m1__

0,25 L

m1 = 8,0 g/L . 0,25 L

m1 =2,0 g


Alternativa “c”

- Dados do exercício:

m1 = ? (é o que se quer encontrar)

M1= 19,0 g/mol

V (L) = 3 L

M = 5 . 10-5 mol/L

Aplicando os dados na fórmula da concentração em mol/L, temos:

M = __m1__

M1 . V(L)

m1 = M . M1 . V(L)

m1 = 5 . 10-5 mol/L . 19,0 g/mol . 3 L

m1 = 285 . 10-5 g ou

m1 = 2,85 . 10-3 g, que é o mesmo que 2,85 mg.

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