estado gaseoso de la materia

GABARITO ITA
PROVA 2015/2016
QUÍMICA
PROVA – 18/12/15
CONSTANTES
Constante de Avogadro (Na) = 6,02 × 1023 mol–1
Constante de Faraday (F) = 9,65 × 104 C · mol–1 = 9,6 × 104 A · s · mol–1 = 9,65 × 104 J · V–1 · mol–1
Volume molar de gás ideal = 22,4 L (CNTP)
Carga elementar = 1,602 × 10–19 C
Constante dos gases (R) = 8,21 × 10–2 atm · L · K–1 · mol–1 = 8,31 J · K–1 · mol–1 =
1,98 cal · K–1 · mol–1 = 62,4 mmHg · L · K–1 · mol–1
Constante gravitacional (g) = 9,81 m · s–2
Constante de Planck (h) = 6,626 × 10–34 m² · kg · s–1
Velocidade da luz no vácuo = 3,0 × 108 m · s–1
DEFINIÇÕES
Pressão de 1 atm = 760 mmHg = 101325 N · m–2 = 760 Torr = 1,01325 bar
1 J = 1 N · m = 1 kg · m² ·s–2.
ln2 = 0,693
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 0ºC e 760 mmHg
Condições ambientes: 25 ºC e 1 atm
Condições padrão: 1 bar; concentração das soluções = 1 mol · L–1 (rigorosamente: atividade unitária
das espécies); sólido com estrutura cristalina mais estável nas condições de pressão e temperatura em
questão.
(s) = sólido. () = líquido. (g) = gás. (aq) = aquoso. (CM) = circuito metálico.
(conc) = concentrado.
(ua) = unidades arbitrárias. [X] = concentração da espécie química X em mol · L–1.
MASSAS MOLARES
Elemento
Químico
Número
Atômico
Massa Molar
(g · mol–1)
Elemento
Químico
Número
Atômico
Massa Molar
(g · mol–1)
H
1
1,01
Cr
24
52,00
He
2
4,00
Mn
25
54,94
Li
3
6,94
Fe
26
55,85
C
6
12,01
Co
27
58,93
N
7
14,01
Cu
29
63,55
O
8
16,00
Zn
30
65,38
Na
11
22,99
Br
35
79,90
Mg
12
24,31
Ag
47
107,87
P
15
30,97
I
53
126,90
S
16
32,06
Pt
78
195,08
C
17
35,45
Hg
80
200,59
K
19
39,10
Pb
82
207,21
Ca
20
40,08
2
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 1
Considerando condições ambientes, assinale a opção ERRADA.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) Em solução aquosa, Br– é classificado como base de Brønsted-Lowry e de Lewis.
) Em solução aquosa, NH3 é classificada como base de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis.
) Quando adicionado à água, KH(s) forma uma solução aquosa básica.
) Quando LiC(s) é adicionado à água, a solução permanece neutra.
) Uma solução aquosa de CH3OH a 0,10 mol · L–1 pode ser considerada essencialmente neutra.
Gabairto: Letra A.
A – Verdadeiro
O HBr é um ácido fortíssimo (α ≈ 100%), logo sua base conjugada Br– é muito estável e não atua como
base de Brønsted-Lowry e Lewis, na prática.
B – Verdadeiro
NH3 + H2O  NH+4 + OH–
NH3 + H+  NH+4
C – Verdadeiro
–
KH(s) + H2O()  H2(g) + K+(aq) OH(aq)
D – Verdadeiro
LiC(s) + H2O() → Não sofre hidrólise
sal de ácido
e base forte
E – Verdadeiro
A protonação da água em relação ao metanol ocorre em extensão muito pequena, na prática,
desprezível. Portanto, pode-se considerar a solução praticamente neutra.
Questão 2
Assinale a opção que apresenta o sal solúvel em água a 25°C.
A(
B(
C(
D(
E(
) CaSO4 )P
bCl2
)A
g2CO3
)H
g2Br2
) F eBr3
Gabarito: Letra E.
O sal solúvel em questão é FeBr3.
Os demais são considerados insolúveis, por via de regra!
I. A maioria dos sulfatos são solúveis, com exceção de CaSO4, BaSO4, SrSO4, PbSO4, Ag2SO4, HgSOH.
II. Brometos, Iodetos e Fluoretos são solúveis, com exceção de Hg2+
, Ag+ e Pb2+.
2
III. Carbonatos e Fosfatos são insolúveis, com exceção de metais da família IA e NH4+.
3
PROVA – 18/12/15
Questão 3
A constante ebulioscópica da água é 0,51 K · kg · mol–1. Dissolve-se em água 15,7 g de um composto
solúvel, não volátil e não eletrólito, cuja massa molar é de 157 g · mol–1. Assinale a alternativa que
corresponde à variação na temperatura de ebulição desta solução aquosa, em kelvin.
A(
B(
C(
D(
E(
) 0 ,05
) 0 ,20
) 0 ,30
) 0 ,40
) 0 ,50
Gabarito: Letra A.
Sabe-se que: DTe = Ke · W (Lei de Raoult), onde w =
teremos: ∆Te = 0, 51⋅
15, 7
= 0, 051 K .
157 ⋅ 1
nsoluto
(kg)
msolvente
Obs.: Consideremos 1 kg de água pois o enunciado não explicita a quantidade exata, logo passível de
anulação.
Questão 4
A respeito de reações químicas descritas pela equação de Arrhenius, são feitas as seguintes proposições:
I. Para reações biomoleculares, o fator pré-exponencial na equação de Arrhenius é proporcional à
frequência de colisões, efetivas ou não, entre as moléculas dos reagentes.
II. O fator exponencial na equação de Arrhenius é proporcional ao número de moléculas cuja energia
cinética relativa é maior ou igual à energia de ativação da reação.
III. Multiplicando-se o negativo da constante dos gases (–R) pelo coeficiente angular da reta In k versus
1/T obtém-se o valor da energia de ativação da reação.
IV. O fator pré-exponencial da equação de Arrhenius é determinado pela intersecção da reta In K versus 1/T
com eixo das abscissas.
Das proposições acima, está(ão) ERRADA(S)
A(
B(
C(
D(
E(
4
) apenas I.
) apenas I e II.
) apenas I e IV.
) apenas II e III.
) apenas I e IV.
GABARITO ITA – QUÍMICA
Gabarito: Letra E.
− Ea
Equação de Arrhenius: K = A ⋅ e RT
1: o fator pré-exponencial (A) representa uma constante de proporcionalidade relacionada a frequência de
colisões.
2: Sabemos que:
− Ea
V = k · [ ]x e que K = A ⋅ e RT
− Ea
K = A ⋅ e RT · [ ]x. Como sabemos, A e [ ]x são termos relacionados à frequência de
colisões das moléculas.
− Ea
Já o termo e RT é o fator relacionado ao número de colisões efetivas, isto é, é um fator
proporcional ao número de moléculas cuja a energia cinética média é maior ou igual à energia de
ativação da reação.
− Ea
3: Como K = A ⋅ e RT ,
− Ea 1
ln K =
× + ln A
R
T
( y = mx + b)
m : coeficiente angular =
−R × m =
4: ln k =
− Ea
R
− Ea
· ( − R ) = Ea
R
− Ea 1
× + ln A
R
T
lnk
lnA
O=
− Ea 1
× + ln A
R
T
1
T
Logo, lnA é a interseção da reta com O eixo das ordenadas.
5
PROVA – 18/12/15
Questão 5
Considere os seguintes compostos químicos que se encontram no estado líquido à temperatura de 298 K
e pressão ambiente de 1 bar:
I.2-metil-pentano
II.3-metil-pentano
III.2,2-dimetil-butano
IV. 2,3-dimetil-butano
V.Hexano
Nestas condições assinale a opção que apresenta a ordem decrescente da magnitude da pressão de vapor
dos respectivos compostos.
A ( ) I > II > III > IV > V
B ( ) II > I > V > III > IV
C ( ) III > IV > I > II > V
D ( ) IV > III > I > II > V
E ( ) V > II > I > IV > III
Gabarito: Letra C.
Na mesma temperatura, a ordem decrescente da pressão de vapor pode ser verificada pela ordem crescente
da temperatura de ebulição.
Como todos são hidrocarbonetos isômeros, justificaremos pelo formato da cadeia.
Quanto menor o contato entre as cadeias (forma mais “esférica”) menor será o ponto de Ebulição, e,
consequentemente, maior a pressão de vapor.
Assim: III > IV > I > II > V.
Questão 6
Assinale a opção que apresenta a afirmação ERRADA.
A ( ) O número de massa, A, de um isótopo é um número inteiro positivo adimensional que corresponde
à soma do número de prótons e de nêutrons no núcleo daquele isótopo.
B ( ) Massa atômica refere-se à massa de um único átomo, e é invariante para átomos de um mesmo
isótopo. Quando medida em unidades padrão de massa atômica, ela nunca é um número inteiro
exceto para o átomo de 12C.
C ( ) A soma do número de prótons e nêutrons em qualquer amostra de matéria cuja massa é exatamente
1 g vale 1 mol.
D ( ) A massa molar de um dado elemento químico pode variar em diferentes pontos do sistema solar.
E ( ) Multiplicando-se a unidade padrão de massa pela constante de Avogadro, obtém-se exatamente 1
g · mol–1.
Gabarito: Letra B.
Analisando cada uma das alternativas:
(A) Correta. Por definição, A = p + n, em que “p” é o número de prótons e “n” o número de nêutrons.
6
GABARITO ITA – QUÍMICA
(B) Incorreta. A massa atômica é uma média ponderada sobre as massas de todos os isótopos existentes.
(C) Correta. Suponha que um certo composto tenha massa molar M, massa atômica A, número de prótons
z, número de nêutrons n.
A=z+n
Em 1 g do composto; ncomposto =
1
M
1
1
1 (zz + n) A
M ⇒n
= , mas A e M são numericamente
+n⋅ =
prótons +nnêutrons =z ⋅
1
M
M
M
M
nnêutrons=n ⋅
M
nprótons=z ⋅
iguais. Logo:
nprótons + nnêutrons = 1mol.
(D) Correta. A constituição isotópica pode variar em diferentes pontos do sistema solar.
(E) Correta. Por definição de unidade de massa atômica.
Questão 7
Considere a reação descrita pela seguinte equação química:
H2(g, 1 bar) + 2AgBr(s) → 2H+(aq) + 2Br –(aq) + 2Ag(s)
Sendo X o potencial padrão (Eº) da reação, o pH da solução a 25 ºC quando o potencial da reação (E) for
Y será dado por
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) (X – Y)/0,059.
) (Y – X)/0,059.
) (X – Y)/0,118.
) (Y – X)/0,118.
) 2(X – Y)/0,059.
Gabarito: Letra D.
H2(g) + 2AgBr(s) → 2H(+aq) + 2Br(−aq) + 2Ag(s)
Pela equação de Nernst: ∆E = ∆Eº −
Na reação em questão, Q =
0,059
⋅ log Q
n
[H+ ]2 [Br − ]2
PH 2
Do enunciado PH = 1 bar e [Br –] = [H+] pelo equilíbrio de cargas.
2
Substituindo: Y = X +
0, 059
( Y − X)
⋅ ( − log[H+ ]4 ) ⇒ pH =
2
0, 118
7
PROVA – 18/12/15
Questão 8
Uma amostra de 4,4 g de um gás ocupa um volume de 3,1 L a 10 °C e 566 mmHg. Assinale a alternativa
que apresenta a razão entre as massas específicas deste gás e a do hidrogênio gasoso nas mesmas
condições de pressão e temperatura.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) 2,2
) 4,4
) 10
) 22
) 44
Gabarito: Letra D.
Da equação de Clapeyron:
PV = nRT ⇒ PV =
4, 4
m
· RT ⇒ 566 · 3,1 =
· 62,4 · 283 ⇒ MMx ≅ 44 g/mol.
MM
MM
x
A razão entre as massas específicas será:
Mx
MM x
44
=
=
= 22
MH 2 MMH 2
2
Questão 9
No estado padrão, é de 0,240 V o potencial da pilha cuja reação pode ser descrita pela seguinte equação
química:
2 NO + 1 O2 + H2O → 2HNO2 .
2
Assinale a alternativa que apresenta o valor da energia livre padrão da reação, em kJ · mol–1.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) –11,6
) –23,2
) –34,8
) –46,3
) –69,5
Gabarito: Letra D.
Sabe-se que:
∆G° = –nFE° ⇒ ∆G° = –2 · 96500 · 0,240
∆G° = –46320 J = –46,3 kJ/mol
8
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 10
Quantidades iguais de H2(g) e I2(g) foram colocadas em um frasco, com todo o sistema à temperatura T,
resultando na pressão total de 1 bar. Verificou-se que houve a produção de HI(g), cuja pressão parcial foi
de 22,8 kPa. Assinale a alternativa que apresenta o valor que mais se aproxima do valor CORRETO da
constante de equilíbrio desta reação.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) 0,295
) 0,350
) 0,490
) 0,590
) 0,700
Gabarito: Letra B.
H2
+
(g)
I2
(g)

2HI(g)
In: P0
P0
0
P: –x
–x
2x
P0 – x
2x
Eq: P0 – x
No início, como há quantidades iguais de H2 e I2, suas pressões parciais são iguais.
(I)P0 + P0 = 1 ⇒ P0 =
1
bar
2
(II) 2 x =
22, 8 × 103
→ x  0, 114 bar
1, 01 × 105
4 · ( 0, 114 )
PHI 2
=
 0, 35
PH2 · PI2
( 0, 5 − 0,114 ) ( 0, 5 − 0,114 )
2
Kp =
Questão 11
Considere uma cédula eletrolítica na forma de um tubo em H, preenchido com solução aquosa de NaNO3 e
tendo eletrodos inertes mergulhados em cada ramo vertical do tubo e conectados a uma fonte externa. Num
determinado instante, injeta-se uma solução aquosa de CuCrO4 verde na parte central do ramo horizontal do
tubo. Após algum tempo de eletrólise, observa-se uma mancha azul e uma amarela, separadas (em escala)
de acordo com o esquema da figura.
9
PROVA – 18/12/15
FONTE
Ee
Ed
CuCrO4 (verde)
azul
amarelo
Com base nas informações de enunciado e da figura, assinale a opção ERRADA.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) O eletrodo Ee corresponde ao anodo.
) Há liberação de gás no Ed.
) Há liberação de H2 no Ee.
) O íon cromato tem velocidade de migração maior que o íon cobre.
) O pH da solução em torno do Ed diminui.
Gabarito: Letra A.
FONTE
Ee
Ed
azul
amarelo
2+
2−
A região com coloração azul tem excesso de Cu( aq) enquanto a região amarela excesso de CrO4 ( aq)
2+
Na esquerda, como há a formação de uma mancha azul, há excesso de Cu( aq) .
Sendo assim, Ee é o eletrodo negativo (atrai o íon positivo) da eletrólise, isto é, o cátodo. Analogamente,
conclui-se que Ed é o ânodo.
Como a mancha amarela forma-se mais longe do centro, conclui-se que o íon cromato migrou mais
rapidamente.
10
GABARITO ITA – QUÍMICA
E, por fim, em ambos os eletrodos há formação de gás, sendo:
Ee: 2H2O + 2e– → H2(g) + 2OH–
Ed: 2H2O → O2(g) + 4H+ + 4e–
Logo a alternativa errada é (A).
Questão 12
Considere que 20 g de tiossulfato de potássio com pureza de 95% reagem com ácido clorídrico em
excesso, formando 3,2 g de um sólido de coloração amarela. Assinale a alternativa que melhor representa
o rendimento desta reação.
A ( ) 100%
B ( ) 95%
C ( ) 80%
D ( ) 70%
E ( ) 65%
Gabarito: Letra A.
K2S2O3 + 2HC → 2KC + H2O + SO2 + S
=
mK2 S2 O3 0=
, 95 · 20 19 g
O sólido amarelo é o “S” elementar.
Da estequiometria:
K2S2O3 —– S
190 g –— 32 g × R
19 g –— 3,2 g
R = 1 = 100%
Questão 13
Considere as entalpias padrão de formação dos seguintes compostos:
∆Hfo / kJ · mol–1
CH4(g)
O2(g)
CO2(g)
H2O(g)
–74,81
zero
–393,51
–285,83
Sabendo que a capacidade calorífica da água, à pressão constante, vale 75,9 J · mol–1 e que sua entalpia
de vaporização é igual a 40,66 kJ · mol–1, assinale a alternativa que melhor corresponda ao número de mols
de metano necessários para vaporizar 1 L de água pura, cuja temperatura inicial é 25°C, ao nível do mar.
A ( ) 1,0
B ( ) 2,0
C ( ) 2,9
D ( ) 3,8
E ( ) 4,7
11
PROVA – 18/12/15
Gabarito: Letra C.
Combustão de metais
CH4(g) + 202(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
O
O
∆H = ∆HCO
+ 2 · ∆HHO2 O( g ) − ∆HCH
2( g )
4( g )
DH = (–393,51) + 2 · (–285,83) + 74,81
DH = –891,07 kJ/mol de CH4
Em 1L de água temos 1.000 g, ou seja: nH O = 55, 55 mol
2
O calor necessário para vaporizar a água será:
Q = nc∆T + n ⋅ ∆Hv =
55,55 × 75,9 × 75
+ 55,55 × 40,66
1.000
Q = 2.589,88 kJ
Teremos:
1 mol CH4 — 891,07 kJ
nH2O
— 2.589,88
nH2O = 2,9 mol
Questão 14
Sabendo que a função trabalho do zinco metálico é 5,82 × 10–19J, assinale a opção que apresenta a energia
cinética máxima, em joules, de um dos elétrons emitidos, quando luz de comprimento de onda igual a 140
nm atinge a superfície do zinco.
A ( ) 14,2 × 10–18
B ( ) 8,4 × 10–18
C ( ) 14,2 × 10–19
D ( ) 8,4 × 10–19
E ( ) 14,2 × 10–20
Gabarito: Letra D.
h·c
−∅ ⇒
λ
· 3 · 108
− 5, 82 · 10−19 ⇒
−9
Sabe-se que: h · f = ∅ + ECmáx ⇒ ECmáx =
6,626 · 10−34
140.10
= 14, 2 · 10−19 − 5, 82 · 10−19
ECmáx =
ECmáx
ECmáx = 8, 4 · 10−19 J
12
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 15
Considerando um gás monoatômico ideal, assinale a opção que contém o gráfico que melhor representa
como energia cinética média (Ec) das partículas que compõem este gás varia em função da temperatura
absoluta (T) deste gás.
A ( ) Ec
(0,0)
T
B ( ) Ec
(0,0)
T
C ( ) Ec
(0,0)
T
D ( ) Ec
(0,0)
T
E ( ) Ec
(0,0)
T
13
PROVA – 18/12/15
Gabarito: Letra E.
Como a questão trata da energia cinética média de um gás ideal monoatômico, podemos escrever:
Ec =
3
KT
2
Assim, de acordo com a equação anterior, o gráfico que melhor relaciona a variação da energia cinética
média e a temperatura é uma reta passando pelos pontos (0,0).
Questão 16
Considere a expansão de um gás ideal inicialmente contido em recipiente de 1 sob pressão de 10 atm.
O processo de expansão pode ser realizado de duas maneiras diferentes, ambas à temperatura constante:
I. Expansão em uma etapa, contra a pressão externa constante de 1 atm, levando o volume final do
recipiente a 10.
II. Expansão em duas etapas; na primeira, o gás expande contra a pressão externa constante de 5 atm
até atingir um volume de 2; na segunda etapa, o gás expande contra uma pressão constante de 1 atm
atingindo o volume final de 10.
Com base nestas informações, assinale a proposta CORRETA.
A
B
C
D
E
(
(
(
(
(
) O trabalho realizado pelo gás é igual nos dois processos de expansão.
) O trabalho realizado no primeiro processo é metade do trabalho realizado no segundo processo
) A variação da energia interna do gás é igual em ambos os processos.
) A variação da energia interna do gás no primeiro processo é metade da do segundo processo.
) O calor trocado pelo gás é igual em ambos os processos.
Gabarito: Letra C.
P
(A) Falso
5
WI = P · ∆U = 1 · 9 = 9 J
WII = 1 · 5 + 9 · 1 = 13 J
1
10 V
(B)Falso
(C) Verdadeira, pois como ∆U é uma função de estado, depende apena do estado final e inicial. Como os
estados são os mesmos em ambos procesos, podemos afirmar que ∆U será igual nos dois casos.
(D)Falso
(E) Falso. Como ∆U = ∆H + w, ∆U será igual se o ∆H for diferente, já que w, calculado anteriormente, é
diferente.
1
14
2
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 17
Considere a seguinte reação química e a respectiva lei de velocidade experimental:
2NO(g) + O2 → 2NO2(g),
v = k[NO]2[O2]
Para esta reação, são propostos os mecanismos reacionais I, II e III com suas etapas elementares de
reação:
I.
II.
III.
2NO(g)  N2O2(g)
equilíbrio rápido
N2O2(g) + O2(g) → 2NO2(g)
lenta
NO(g) + O2(g)  NO3(g)
equilíbrio rápido
NO(g) + NO3(g) → 2NO2(g)
lenta
NO(g) + 1
rápida
O (g) → NO (g)
2
2 2
NO2(g) + 1 O2(g)  NO3(g)
2
equilíbrio rápido
NO(g) + NO3(g)  N2O4(g)
equilíbrio rápido
N2O4(g) → 2NO2(g)
lenta
Dos mecanismos propostos, são consistentes com a lei de velocidade observada experimentalmente
A ( ) apenas I.
B ( ) apenas I e II.
C ( ) apenas II.
D ( ) apenas II e III.
E ( ) apenas III.
Gabarito: Letra B.
1
[N O ]
I. k ' = 2 22
[NO]
V = k’’ · [N2O2]1 · [O2]1
V = K’’ · k’ · [NO]2 [O2]1
V = k[NO]2 [O2]1
1
[NO3 ]
II. k ' =
1
1
[NO] [O2 ]
V = k’’ [NO]1[NO3]1
V = k’’ · k’ [NO]1 [NO]1
V = k [NO]2 [O2]1
15
PROVA – 18/12/15
[NO3 ]
1
III. k ' =
1
[NO2 ] [O2 ]2
1
V = k’’’ [N2O4]1
[N2O4 ]
1
1
[NO] [NO3 ]
1
k '' =
V = k’’’ [NO]1 [NO3]1 · k’’
V = k’’’ · k’’ [NO]1 k’ [NO2]1 [O2]
V = k [NO]1 [NO2]1 [O2]
1
2
1
2
Questão 18
Uma reação hipotética de decomposição de uma substância gasosa catalisada em superfície
metálica tem lei de velocidade de ordem zero, com uma constante de velocidade (k) igual a
10–3 atm · s–1. Sabendo que a pressão inicial do reagente é igual a 0,6 atm, assinale a opção que apresenta
o tempo necessário, em segundos, para que um terço do reagente se decomponha.
A ( ) 0,00001
B ( ) 200
C ( ) 400
D ( ) 600
E ( ) 693
Gabarito: Letra B.
Para reação de ordem zero, temos:
[A]f = [A]0 – kt
Dos dados do enunciado, temos:
0,4 = 0,6 – 10–3 · t ⇒ t = 200s.
Questão 19
Duas placas de platina são conectadas a um potenciostato e imersas em um béquer contendo uma solução
aquosa de sulfato de cobre. Entre estas duas placas ocorre a passagem de corrente elétrica. Após certo
tempo foi verificado que a cor azul, inicialmente presente na solução, desapareceu e que houve a liberação
de um gás em uma das placas de platina. A solução, agora totalmente incolor, contém
A(
B(
C(
D(
E(
) hidróxido de cobre.
) sulfato de platina.
) hidróxido de platina.
) ácido sulfúrico.
) apenas água.
16
GABARITO ITA – QUÍMICA
Gabarito: Letra D.
2+
2–
Dissociação: CuSO4(aq) → Cu (aq) + SO 4(aq)
2+
Reação Catódica: Cu(aq) + 2e–(cm) → Cu(s)
Reação Anódica: H2O( ) →
1
O2(g) + 2e(−cm) + 2H(+aq)
2
2–
Como há formação de H+ no anodo e SO 4 remanescente, haverá presença de H2SO4.
Questão 20
A energia do estado fundamental do átomo de hidrogênio é –13,6 eV. Considerando todas as espécies
químicas no estado gasoso e em seu estado eletrônico fundamental, é CORRETO afirmar que o valor
absoluto
A ( )da energia do orbital 1s do átomo de hélio é menor que 13,6 eV.
B ( )da energia da molécula de H2, no seu estado de mínima energia, é menor do que o valor absoluto
da soma das energias de dois átomos de hidrogênio infinitamente separados.
C ( )da afinidade eletrônica do átomo de hidrogênio é igual a 13,6 eV.
D ( )da soma das energias de dois átomos de deutério, infinitamente separados, é maior do que o valor
absoluto da soma das energias de dois átomos de hidrogênio infinitamente separados.
E ( )da energia do íon de He+ é igual ao valor absoluto da soma das energias de dois átomos de
hidrogênio infinitamente separados.
Gabarito: Letra B.
A – Falso, pois como a carga nuclear efetiva do 2He é maior que a do 1H, o raio será menor. Como o raio é
inversamente proporcional a energia, E =
H. Logo, maior que 13,6 eV.
1
B – Verdadeiro.
E
−kze2
, a energia, em módulo, do 2He será maior que a do
2r
α
∞
C – Falso. 13,6 eV é a afinidade eletrônica do H+(g). Como o átomo de hidrogênio já possui um elétron, a
afinidade eletrônica será diferente de 13,6 eV.
17
PROVA – 18/12/15
D – Falso. Como o deutério é um átomo hidrogenóide, ambos possuem a mesma carga nuclear efetiva,
não possuirão o somatório de energias tão distintos.
E – Falso, pois a carga nuclear efetiva 2He+ é maior.
Questão 21
Considere a rota de síntese do 1-bromo-2metil-2propanol mostrada abaixo:
CH3
X
H2SO4
Br2
Y
50°C
H2O
H3C
C
CH2
Br
OH
a) Escreva a fórmula estrutural do composto orgânico X.
b) Escreva a fórmula estrutural do composto orgânico Y.
c) Escreva a fórmula estrutural do composto orgânico que seria formado se, ao invés de água, o solvente
utilizado na última reação química fosse o metanol.
Gabarito:
CH3
H SO
Br
2 4
2
X 

→ H3C
 → Y H
O
50 C
2
C
CH2
Br
OH
Realizando a retroanálise das reações acima:
a)
CH3
H3C
C
CH3
OH
O álcool X é, necessariamente, terciário. Caso contrário, a desidratação não seria possível numa temperatura
tão baixa (50 °C).
b) H3C
C
CH2
H3C
CH3
c) H3C
C
H3C
18
Br 2

→ H3C
CH2 CH
OH
3
C
OCH3
CH2
Br
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 22
Reações de Grignard são geralmente realizadas utilizando éter dietílico anidro como solvente.
a) Escreva a fórmula estrutural do reagente de Grignard cuja reação com gás carbônico e posterior
hidrólise produz ácido di-metil-propanóico.
b) Por que o solvente utilizado em reações de Grignard deve ser anidro? Escreva uma equação química
para justificar sua resposta.
Gabarito:
a)
1) CO / Et O
2) H2O
2
2
MgBr 
→
OH
O
b) A presença de água pode ocasionar a atuação do regente de Grigrand como uma base capturando o
hidrogênio ionizável da água.
Exemplo:
→
MgBr + H2O 
+ MgOHBr.
Questão 23
Sabendo que o produto de solubilidade do calomelano (cloreto de mercúrio I) é Kps = 2,6 × 10–18
e que seu logaritmo natural é ln (Kps) = –40,5, determine:
a) a concentração, em mol · L–1, de Hg22+ e de C– numa solução aquosa saturada de calomelano.
b) o potencial padrão de um eletrodo de calomelano.
Gabarito:
a) Hg2C 2 Hg22+ + 2C −
Hg2C 2 Hg22+ + 2C −
In:
R:
Eq:
O
+S
+S
O
+2S
+2S
KPS = [Hg22+][C–]2 = S · (2S)2 = 4S3
S=
3
K PS
=
4
3
2, 6 · 10−18
 0, 87 · 10−6 mo l/ L
4
19
PROVA – 18/12/15
Logo, [Hg22+] = 0,87 · 10–6 mol/L
[C–] = 1,74 · 10–6 mol/L
b) 2Hg + 2Cl– → Ag2Cl2 + 2e–
Da equação de Nernst: ∆E = ∆EO −
RT 1
ln
nF Q
RT 1
∆E = O
ln
No equilíbrio, 
. Portanto, ∆E O =
nF K
=
Q
K

RT
8, 314 · 298
∆E O =
⋅ ln K PS =
· ( 40, 5) = 0, 52 V
nF
2 · 96500
∆E = E Hg2+|Hg − Ecal
2
Ecal = E Hg2+|Hg − ∆E = E Hg2+|Hg − 0, 52 → Vale ressaltar que EHg2+|Hgnão foi fornecido na questão.
2
2
2
Questão 24
Dada as informações:
I. O poder calorífico de um combustível representa a quantidade de calor gerada na combustão por
unidade de massa.
II. O poder calorífico do H2(g) é aproximadamente 3 vezes o da gasolina.
III. O calor latente de ebulição do H2() é desprezível frente ao poder calorífico do H2(g).
IV. A massa específica do H2() é de 0,071 g · cm–3 e a da gasolina é de 0,740 g · cm–3.
Com base nestas informações, determine o valor numérico:
a) da massa de 45 L de gasolina.
b) do volume de H2() que, ao sofrer combustão, fornece a mesma quantidade de calor liberada na
combustão de 45 L de gasolina.
c) do volume que o H2 ocuparia se estivesse na forma de gás, à pressão de 1 bar e a 25 °C.
Gabarito:
m
a) d = ⇒ mgasolina = 0, 74 × 45000 = 33300 g
v
b) Por cada grama de combustível, temos a seguinte relações: ∆HH2 = 3 · ∆Hgasolina
∆HH
= 33300 ⋅
= 11100∆HH
3
Do enunciado: Qgasolina = QH2 ⇒ 11100 ∆HH2 = HH2 × mH2 ⇒ mH2 = 11100 g
mH2 11100
Então: =
VH2
=
= 156, 35 .
0, 071
dH2
2
2
20
GABARITO ITA – QUÍMICA
c) Considerando a massa da H2 da letra B, temos:
m
1
11100
P⋅V =
⋅R⋅ T ⇒
⋅V =
⋅ 0, 082 ⋅ 298 ⇒
MM
1, 01325
2
V = 137416, 76 .
Questão 25
Dado o seguinte mecanismo reacional, constituído de duas etapas elementares (I e II).
k1


I. A 
M
k –1
k2
II. M + A 
→C
Escreva a expressão para a taxa de variação temporal da concentração do:
a) reagente A.
b) intermediário M.
c) produto C.
Gabarito:
k
1


I. A 
M
k
–1
a.
∆[A ]
∆t
k2
II. M + A 
→C
= − k1[A] + K −1[M] − K 2[M][A]
I
II
III
I. taxa de consumo de A na 1a reação.
II. taxa de produção de A na 1a reação.
III. taxa de consumo de A na 2a reação.
b.
∆[M]
∆t
= − k1[A][M] + K1[M] − K −1[M]
I
II
III
I. taxa de consumo de M na 2a reação.
II. taxa de produção de M na 1a reação.
III. taxa de consumo de M na 1a reação.
c. ∆[C] = k [M][A ]
2
∆t
Questão 26
No diagrama de fases da água pura, o ponto triplo ocorre à temperatura absoluta de 273,16 K e à pressão
de 0,006037 atm. A temperatura de ebulição da água à pressão de 1 atm é 373,15 K. A temperatura crítica
da água pura é de 647,096 K e sua pressão crítica é de 217,7 atm.
21
PROVA – 18/12/15
a) Esboce o diagrama de fases da água pura e indique neste diagrama o ponto triplo, o ponto de ebulição a
1 atm e o ponto crítico. No mesmo diagrama, usando linhas tracejadas, desenhe as curvas de equilíbrio
sólido-líquido e líquido-gás quando se dissolve na água pura um soluto não volátil e não solúvel na fase
sólida.
b) Esboce o diagrama de fases de uma substância que sublime à pressão ambiente, cuja temperatura
crítica seja 216,6 K e cuja fase sólida seja mais densa do que a fase líquida.
Gabarito:
a)
P (atm)
Ponto crítico
217,7
Ponto de
ebulição
Ponto triplo
1
0,006
273,16
373
647,1
T (k)
b)
P (atm)
O fato do sólido ser mais denso
que o líquido faz com que a linha
de equilíbrio sólido-líquido tenha
coeficiente angular positivo.
1
216,6
22
T (k)
GABARITO ITA – QUÍMICA
Questão 27
A saliva humana pode ser considerada uma solução tampão. Cite quais espécies químicas inorgânicas
compõem este tampão e explique como elas atuam.
Gabarito:
HCO3– e H2CO3 são as principais substâncias presentes no sistema tamponado da saliva.
Há presença de H2PO4– e HPO42– em menor extensão.
Os sistemas tamponados atuam no controle do pH do meio, fazendo com que seu valor não sofra alterações
bruscas.
Questão 28
A toda reação química corresponde uma variação de enegia interna, ∆U, e uma variação de entalpia, ∆H.
Explique em que condições ∆U tem valor igual ao de ∆H.
Gabarito
Sabemos que: ∆U = ∆H – W ⇒ ∆U = ∆H – ∆nRT , onde ∆n = variação de número de mol gasosos
∆U = ∆H quando ∆n = 0, ou seja, quando não houver variação do número de mol total no sistema.
Questão 29
Uma amostra de 50 g de iodeto de potássio, com pureza de 83%, reage com ácido sulfúrico e dióxido
de manganês. O iodo liberado nesta reação reage com fósforo vermelho e o composto resultante sofre
hidólise. Sabendo que o rendimento da primeira reação é de 80%:
a)
b)
c)
d)
Calcule a massa de iodo produzida na primeira reação química.
escreva a equação química balanceada para a primeira reação química.
escreva a equação química balanceada para a segunda reação química.
escreva a equação química balanceada para a terceira reação química.
Gabarito:
a)Reação
2 KI + 2 H2SO4 + MnO2 → K2SO4 + MnSO4 + I2 + 2 H2O
↓
332g
50g · 0,83
m = 25,4g de I2
↓
254 · 0,8
m
b) 2 KI + 2 H2S04 + MnO2 → K2SO4 + MnO4 + I2 + 2 H2O
c) 3 I2 + 2P(vermelho) → 2 PI3
d)PI3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HI
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PROVA – 18/12/15
Questão 30
O ácido hipocloroso sofre, em solução aquosa, três diferentes processos de transformação que ocorrem de
forma independente. Escreva as equações balanceadas que representam as reações químicas que ocorrem
nas seguintes condições:
a) sob a ação da luz solar direta ou em presença de sais de cobalto como catalisador.
b) reação ocorrendo na presença de CaC2 como substância desidratante.
c) sob ação de calor.
Gabarito:
a)2HCO
hv
2HC + O2
b)4HCO + CaC2 → Ca(CO2) + 2H2O
c)3HCO
∆
2HC + HCO3
Comentários:
Este ano, a prova de química mostrou-se com um nível de dificuldade elevado, sendo 11
questões fáceis, 10 médias e 9 difíceis e, dentre estas, 5 se encontram na parte discursiva, o que
causou um desequilíbrio entre as duas partes da prova. Como de costume, a prova abordou bem
os temas de eletroquímica, termoquímica e reações inorgânicas. Destacam-se as questões 17 e
25 por abordarem o tema cinética química de maneira fora do usual. Vale ressaltar a falta de dados
nas questões 3 e 23.
Por fim, parabenizamos a banca pela prova formulada com questões bem selecionadas e
desafiadoras.
Professores:
Helton Moreira / Lucas Niemeyer / Gabriel Cabral
24