Prévia do material em texto

1/19 
UEM QUIMÍCA 2 - 2021 
 
 
 
Questão 1: 
A densidade (d) é definida como a razão entre a massa (m) e o volume (V ): 
 
 
 
 
Dado: 
 d = 2, 00 g/cm3 
m m 
d = ⟹ V = 
V d 
m = 100 mg = 0, 1 g (convertendo de mg para g) 
 
Cálculo do volume: 
 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa D: 0, 05 cm3 
 
0, 1 
V = 
2, 00 
 
 
= 0, 05 cm3 
 
 
 
 
 
 
Questão 2: 
A administração da dose de um medicamento é proporcional à massa corporal. A dose para crianças 
e adultos é expressa por: 
 
 
 
 
Dado: 
 Dose por kg = 10 μg/kg 
 Massa corporal = 60 kg 
Dose = 
 Dose por kg 
Massa corporal 
 
Cálculo da dose: 
Dose = 10 × 60 = 600 μg = 0, 6 mg 
2/19 
Resposta final: 
 Alternativa C: 0, 6 mg 
 
 
 
 
Questão 3: 
Aqui são fornecidos os coeficientes estequiométricos para a reação balanceada: 
 
KCIO3 + C12H22O11 → KCl + CO2 + H2O 
 
Para balancear a equação, verificamos os coeficientes: 
 
8 KCIO3 + 1 C12H22O11 → 8 KCl + 11 CO2 + 12 H2O 
 
Resposta final: 
 Alternativa E: 8-1-12-11 
 
 
 
 
Questão 5: 
O número de colisões por segundo será aumentado com: 
a) Adição de mais reagentes a volume constante. 
d) Aumento da temperatura (pois partículas se movimentam mais rápido). 
 
Resposta final: 
 Alternativa C: a e d 
 
 
 
 
 
Questão 6: 
A reação balanceada é: 
 
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O 
 
Para cada mol de CH4 consumido: 
 Forma-se 1 mol de CO2 
 Forma-se 2 mol de H2O 
3/19 
Dado: 
 Velocidade de consumo de CH4 = 0, 16 mol/dm3 
 
Cálculo: 
 
 
 
 
Resposta final: 
 
Velocidade de formaç ã o de CO2 = 0, 16 mol/dm3 
Velocidade de formaç ã o de H2O = 2 × 0, 16 = 0, 32 mol/dm3 
Alternativa C: 0, 16 mol/dm3 e 0, 32 mol/dm3 
 
 
 
 
Questão 7: 
A velocidade da reação é calculada usando: 
 
Velocidade = k ⋅ [H2S] ⋅ [Cl2] 
 
Dado: 
 k = 4 × 10−2 M−1s−1 
 [H2S] = 2 × 10−3 M 
 [Cl2] = 0, 03 M 
Cálculo: 
 
 
 
 
Resposta final: 
 
Velocidade = 4 × 10−2 ⋅ (2 × 10−3) ⋅ 0, 03 
Velocidade = 2, 4 × 10−6 M/s 
Alternativa C: 2, 4 × 10−6 M/s 
 
 
 
 
Questão 8: 
A reação é: 
 
 
 
N2O4 ⇋ 2NO2 
 
 
 
ΔH∘ = 60, 0 kJ 
 
Adicionar N2O4: desloca para a direita. 
4/19 
 Adicionar NO2: desloca para a esquerda. 
 Aumentar a pressão: desloca para o lado com menos moléculas (esquerda). 
 Aumentar a temperatura (reação endotérmica): desloca para a direita. 
Resposta final: 
 Alternativa E: Esquerda; Direita; Esquerda; Direita 
 
 
 
 
 
 
Questão 9: 
As constantes de equilíbrio (Kc) para cada reação dependem das concentrações molares dos 
produtos e reagentes, elevadas aos seus coeficientes estequiométricos. Para cada reação: 
(a) N2(g) + 3H2(g) ⇋ 2NH3(g) 
 
 
 
(b) 2NOBr(g) ⇋ 2NO(g) + Br2(g) 
 
 
 
(c) PbCl2(s) ⇋ Pb2+(aq) + 2Cl−(aq) 
 
Kc = 
 
 
 
Kc = 
[NH3]2 
[N2][H2]3 
 
 
[NO]2[Br2] 
[NOBr]2 
 
 
(d) CaCO3(s) ⇋ CaO(s) + CO2(g) 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa A 
Kc = [Pb2+][Cl−]2 
 
 
Kc = [CO2] 
 
 
 
 
5/19 
Questão 10: 
A relação entre Qp e Kp determina a direção do equilíbrio: 
 Se Qp > Kp, a reação desloca-se para os reagentes. 
 Se Qp Kp = 0, 338, o equilíbrio desloca-se para os reagentes. 
Resposta final: 
 Alternativa C: Qp = 8, 0 atm, esquerda. 
 
 
 
 
Questão 11: 
A reação H2(g) + I2(g) ⇋ 2HI(g) apresenta Kc = 4. A equação para a constante de equilíbrio é: 
[HI]2 
 
 
Dado: 
Kc = 
 
[H2][I2] 
[H2] = [I2] = 1, 0 mol/L, [HI] = 0 
 
A partir do equilíbrio: 
Consumo de x mol/L de H2 e I2: [H2] = [I2] = 1, 0 − x. 
Formação de 2x mol/L de HI: [HI] = 2x. 
Substituindo em Kc: 
 
 
 
 
Resolvendo: 
 
 
(2x)2 
Kc = 4 = 
(1, 0 − x)(1, 0 − x) 
6/19 
 
4 = 
4x2 
(1 − x)2 
⟹ (1 − x)2 = x2 ⟹ 1 − 2x + x2 = x2 ⟹ x = 0, 5 
 
Concentrações no equilíbrio: 
 
[H2] = [I2] = 1, 0 − 0, 5 = 0, 5 mol/L, [HI] = 2(0, 5) = 1, 0 mol/L. 
Resposta final: 
 Alternativa B: 1, 0; 0, 5; 0, 5 mol/L 
 
 
 
 
Questão 12: 
A molaridade (M ) é calculada por: 
 
 
 
massa (g) 
 
 
Dado: 
 Massa de NaOH = 2 g, 
M = 
massa molar (g/mol) ⋅ volume (L) 
Massa molar = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol, 
Volume = 200 mL = 0, 2 L. 
Cálculo: 
 
 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa D: 0, 25 M 
 
 
2 
M = 
40 ⋅ 0, 2 
 
 
= 0, 25 mol/L. 
 
 
 
 
 
 
Questão 13: 
A molaridade de uma solução é: 
 
 
 
massa soluto (g) 
 
 
Dado: 
M = 
massa molar (g/mol) ⋅ volume (L) 
Solução com 20% em massa (20 g NaOH em 100 mL), 
7/19 
Densidade = 1, 0 g/mL, 
Massa molar do NaOH = 40 g/mol. 
 
Cálculo do volume: 
 
Volume total = 
 
Cálculo da molaridade: 
 
massa total 
densidade 
 
 
20 
 
100 g 
= 
1, 0 g/mL 
 
 
= 100 mL = 0, 1 L. 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa A: 5, 0 M 
M = 
40 ⋅ 0, 1 
= 5, 0 mol/L. 
 
 
 
 
 
 
Questão 14: 
Ao adicionar 350 mL de água a 150 mL de uma solução de 0, 2 M, a concentração final (Mf ) é 
dada por: 
M = M ⋅ 
Vi 
f i Vf 
 
Dado: 
 
 
 
Cálculo: 
Mi = 0, 2 M, Vi = 150 mL, Vf 
 
 
150 
= 150 + 350 = 500 mL. 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa C: 0, 06 M 
Mf = 0, 2 ⋅ 
500 
= 0, 06 M. 
 
 
 
 
 
 
Se precisar de mais explicações para as questões restantes, posso continuar! 
 
Questão 15: 
8/19 
Queremos determinar o caráter ácido, básico ou neutro da solução com íons hidróxido ([OH−] = 
0, 01 M) e seu correspondente pH. 
O pOH é calculado como: 
 
 
 
Dado: 
 
 
Cálculo do pOH: 
 
 
 
Como: 
pOH = − log[OH−] 
 
 
[OH−] = 0, 01 M 
 
 
pOH = − log(0, 01) = 2 
 
 
pH + pOH = 14 ⟹ pH = 14 − 2 = 12 
 
Com pH = 12, a solução é básica. 
Resposta final: 
 Alternativa C: Básica; pH = 12 
 
 
 
 
Questão 16: 
Analisamos os sais fornecidos com base na hidrólise: 
1. NaCl: Um sal de ácido forte (HCl) e base forte (NaOH). Solução neutra. 
2. KNO3: Um sal de ácido forte (HNO3) e base forte (KOH). Solução neutra. 
3. NaCN : Um sal de base forte (NaOH) e ácido fraco (HCN ). Solução básica. 
 
Resposta final: 
 Alternativa A: Neutra, neutra, básica. 
 
 
 
 
Questão 17: 
O ácido acético (CH3COOH) é um ácido fraco com Ka = 1, 8 × 10−5. A fórmula do pH para 
ácidos fracos é: 
pH = − log ( Ka ⋅ [CH3COOH]) 
9/19 
Dado: 
 
 
Cálculo: 
 
 
Ka = 1, 8 × 10−5, [CH3COOH] = 0, 1 M 
 
Concentração de H+ = 
 
 
Resposta final: 
 Alternativa A: 3,85 
= 
pH = − log(1, 34 × 10−3) ≈ 3, 87 
= ≈ 1, 34 × 10−3 
 
 
 
 
 
 
Questão 18: 
Quando misturamos uma solução de HCl e NaOH, comparamos as quantidades em mol para 
determinar a espécie predominante. 
Dado: 
 VHCl = 250 mL, MHCl = 0, 2 M 
VNaOH = 150 mL, MNaOH = 0, 4 M 
 
Cálculo de mols: 
 
Mols de HCl = 0, 2 ⋅ 0, 25 = 0, 05 mol 
Mols de NaOH = 0, 4 ⋅ 0, 15 = 0, 06 mol 
Como NaOH é maior, sobra: 
 
Sobra de OH− = 0, 06 − 0, 05 = 0, 01 mol 
 
A solução será básica com [OH−] = 
Resposta final: 
0,01 
0,4 = 0, 025 M. 
 Alternativa B: [OH^-] = 0,025 , \text{M} 
 
 
 
 
Questão 19: 
A constante de basicidade (Kb) de uma base conjugada é relacionada ao Ka de seu ácido 
correspondente: 
Ka ⋅ [CH3COOH] 10−6 
10/19 
 
Kb = 
10−14 
 
 K 
a 
 
Dado: 
 Ka(CH3COOH) = 1, 8 × 10−5, 
 Ka(HCN) = 5, 0 × 10−10, 
 Ka(fenol) = 1, 0 × 10−10. 
 
Cálculo de Kb: 
1. Para CH3COO−: 
 
 
 
 
 
2. Para CN−: 
 
 
 
 
Kb = 
 
 
 
 
 
10−14 
 
 
1, 8 × 10−5 
 
 
 
 
= 5, 6 × 10 
 
 
 
 
 
 
−10 
 
 
 
 
 
3. Para C6H5O−: 
 
 
 
 
Resposta final: 
Kb = 
 
 
 
 
Kb = 
10−14 
 
 
5, 0 × 10−10 
 
 
10−14 
 
 
1, 0 × 10−10 
= 2, 0 × 10−5 
 
 
 
 
= 1, 0 × 10−4 
Alternativa B: 5, 6 × 10−10; 2, 0 × 10−5; 1, 0 × 10−4 
 
 
 
 
Questão 20: 
O produto de solubilidade (Kps) para AB2 é: 
 
Kps = [A2+][B−]2 
 
Dado: 
 Kps = 1, 0 × 10−11,Se x = concentração de A2+, então [B−] = 2x. 
 
Substituímos no Kps: 
 
Kps = x(2x)2 = 4x3 
11/19 
10−12 
3 
Cálculo: 
 
1, 0 × 10−11 = 4x3 
 
 
⟹ x3 = 
 
1, 0 × 10−11 
 
 
4 
 
 
= 2, 5 × 10−12 
 
 
⟹ x = ≈ 1, 4 × 10−4 
A solubilidade é x = 1, 4 × 10−4 mol/L. 
Resposta final: 
 Alternativa A: 1, 4 × 10−4 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questão 21: 
Identificar as reações redox. Uma reação redox envolve transferência de elétrons, com alterações 
nos números de oxidação dos elementos. 
Reações: 
1. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g): Não ocorre transferência de elétrons. Não é redox. 
2. Ba2+(aq) + CO2−(aq) → BaCO3(s): É uma reação de precipitação, não é redox. 
3. Na2CO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g): Reação ácido-base, não é 
redox. 
4. HNO3(aq) + H2S(aq) → NO+(aq) + S(s) + H2O(l): Envolve alterações nos números de 
oxidação (S: -2 → 0; N: +5 → +2). É redox. 
Resposta final: 
 Alternativa D: Apenas iv. 
 
 
 
 
Questão 22: 
Identificar os oxidantes e redutores em cada reação. 
12/19 
Opção (a): 
2Na(s) + O2(g) → Na2O(s) 
 
Na: 0 → +1 (oxidação, redutor). 
O2: 0 → -2 (redução, oxidante). 
 
Opção (b): 
Cd(s) + NiO(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s) 
 
Cd: 0 → +2 (oxidação, redutor). 
Ni: +2 → 0 (redução, oxidante). 
 
Opção (c): 
Cl2(aq) + 2NaI(aq) → 2NaCl(aq) + I2(aq) 
 
Cl2: 0 → -1 (redução, oxidante). 
I−: -1 → 0 (oxidação, redutor). 
 
Opção (d): 
2H2O(l) + Al(s) + MnO−(aq) → Al(OH)−(aq) + MnO2(s) 
4 4 
 
Al: 0 → +3 (oxidação, redutor). 
Mn: +7 → +4 (redução, oxidante). 
 
Resposta final: 
 Alternativa E: Na, Cl, Al são redutores; O, I, Mn são oxidantes. 
 
 
 
 
Questão 23: 
Determinar os números de oxidação (NOX): 
(a) S em H2SO4: 
 H : +1, O : −2, 
 S + 4(−2) + 2(+1) = 0 ⟹ S = +6. 
 
(b) Cr em K2Cr2O4: 
13/19 
 K : +1, O : −2, 
 2(+1) + 2(Cr) + 4(−2) = 0 ⟹ Cr = +4. 
 
(c) Cl em HClO3: 
 H : +1, O : −2, 
 +1 + Cl + 3(−2) = 0 ⟹ Cl = +5. 
 
(d) S em H2S: 
 H : +1, 
 2(+1) + S = 0 ⟹ S = −2. 
 
Resposta final: 
 Alternativa B: +6; +4; +5; −2. 
 
 
 
 
Questão 24: 
Balanceamento redox usando o método do íon-eletrão: 
Reação: 
K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O 
 
1. Balancear os átomos de Cr: 
 
 
 
2. Balancear o O com H2O: 
 
 
K2Cr2O7 → 2CrCl3 
K2Cr2O7 + 7H2O → 2CrCl3 + 14H+ 
 
3. Balancear os H+ com HCl: 
 
 
 
 
Combinar: 
 
 
 
Resposta final: 
14H+ + 6Cl− → 3Cl2 
 
 
K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O 
Alternativa C: 1; 14; 2; 2; 3; 7. 
14/19 
 
 
Questão 25: 
Para uma reação redox favorecida, ΔG∘ 0. 
Resposta final: 
 Alternativa C: ΔG∘ negativo e E∘ positivo. 
 
 
 
 
Questão 26: 
Analisar as afirmações: 
1. Verdadeira: A ponte salina mantém o equilíbrio de cargas entre os dois eletrodos. 
2. Verdadeira: A redução ocorre no cátodo, e a oxidação, no ânodo. 
3. Falsa: Espécies negativas atraem-se para o ânodo, não o cátodo. 
4. Verdadeira: O ânodo é o polo negativo, e o cátodo, o positivo. 
 
Resposta final: 
 Alternativa C: i, ii, iv. 
 
 
 
 
Questão 27: 
Analisar as afirmações: 
1. Verdadeira: E∘ depende da estequiometria da reação. 
2. Verdadeira: A constante de equilíbrio está relacionada a E∘ pela equação de Nernst. 
3. Falsa: A concentração afeta o potencial da célula eletroquímica. 
4. Verdadeira: Condições padrão incluem 1, 0 M e 1 bar. 
 
Resposta final: 
 Alternativa B: i, ii, iv. 
 
 
15/19 
3 
3 
E = E 
aˆnodo 
Questão 28: 
O poder oxidante é determinado pelos valores de E∘, quanto maior, maior o poder oxidante. 
Dado: 
NO−