RESOLUÇÃO DO EXAME DE ADMISSÃO DE QUÍMICA I – UEM 2022

1. Alguns factores podem alterar a rapidez das reacções químicas. A seguir destacam-se três exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos:

1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito mais tempo quando submetidos à refrigeração. Esse procedimento diminui a rapidez das reacções que contribuem para a degradação de certos alimentos.

2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte dos alimentos para acelerar o seu cozimento, caso não se tenha uma panela de pressão.

3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas que aceleram as reacções envolvendo açúcares e proteínas lácteas.

Com base no texto, quais são os factores que influenciam a rapidez das transformações químicas relacionadas na ordem 1, 2, 3:

A Temperatura, superfície de contacto e concentração

B Concentração, superfície de contacto e catalisadores

C Temperatura, superfície de contacto e catalisadores

D Superfície de contacto, temperatura e concentração

E Temperatura, concentração e catalisadores

RESOLUÇÃO

Os factores que influenciam a velocidade de uma reacção química são a concentração dos reagentes, a temperatura, a superfície de contacto, a natureza dos reagentes e o catalisador.

Análise dos itens:

1. A refrigeração permite uma redução (diminuição) da temperatura e consequentemente, possibilita a diminuição da energia cinética média das partículas reagentes o que implica na diminuição da velocidade da reacção.

2. O corte dos alimentos permite reduzir o seu tamanho. O grau de divisão das partículas está relacionado a superfície de contacto. A superfície de contacto é a área disponível num reagente para ele puder entrar em contacto com o outro reagente. Quanto maior for esta área maior será a superfície de contacto e consequentemente maior é a velocidade da reacção.

Se tivermos quantidade iguais (mesma massa) de alimentos cortados e outros não cortados, os que estiverem cortados vão apresentar maior superfície de contacto que os alimentos não cortados.

3. As enzimas são catalisadores biológicos. Catalisam reacções bioquímicas (reacções químicas que ocorrem nos organismos vivos). Os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade da reacção sem sofrerem alteração permanente, isto é, não são consumidas durante a reacção. Popularmente diz-se que o catalisador “diminui a energia de activação fazendo a reacção ocorrer com maior velocidade”. Na prática, os catalisadores criam um caminho alternativo para a reacção que requer uma energia de activação menor, fazendo com que a reacção ocorra com maior rapidez.

Portanto, no texto fala-se dos seguintes factores:

1 – temperatura; 2 – superfície de contacto; 3 – catalisadores.

Resposta: alternativa: C

2. A equação X + Y → XY₂ representa uma reacção cuja expressão da lei de velocidade é V = k[X][Y]. Qual será o valor da constante de velocidade, sabendo que a concentração de X é 1 M e a de Y 2 M, a uma velocidade de 3 M min^-1?

A 3,0 M^-1 min^-1

B 1,5 M min^-1

C 1,0 M^-1 min^-1

D 3,0 M min^-1

E 1,5 M^-1 min^-1

RESOLUÇÃO

Tendo a expressão da Lei de Velocidade, V = k[X][Y], podemos isolar a constante de velocidade k, e de seguida podemos efectuar a substituição dos dados para acharmos o valor da constante de velocidade:

Dados:

V = 3 M min^-1

[X] = 1 M e [Y] = 2 M

A expressão da lei de velocidade é: V = k[X][Y].

Vamos isolar a constante de velocidade (K):

Veja que a após cálculo, o “M” no numerador desaparece mas fica um “M” no denominador. Assim, o inverso de “M” é escrito como “M^-1”.

Por isso a alternativa B está errada! A alternativa correcta é exactamente E.

Resposta: alternativa: E

3. Considere a reacção: M_(g) + N_(g) → O_(g)

Observa-se experimentalmente que, duplicando-se a concentração de N, a velocidade de formação de O quadruplica; e, duplicando-se a concentração de M, a velocidade da reacção não é afectada. A equação da velocidade V dessa reacção é:

A V =k[M]²

B V =k[N]²

C V =k[M]

D V =k[M][N]

E V =k[M][N]²

RESOLUÇÃO

Sabe-se que a velocidade da reacção é directamente proporcional a concentração dos reagentes. Se a velocidade de formação de O (velocidade da reacção) quadruplica quando duplica-se a concentração de N isso significa que a velocidade da reacção é directamente proporcional ao quadrado da concentração de N, ou seja, [N] está elevada ao expoente 2, [N]².

Se a velocidade da reacção não é afectada quando se duplica a concentração de M quer dizer que a velocidade da reacção não depende do reagente M, portanto, M não tem influência na velocidade da reacção, logo a ordem da reacção em relação ao reagente M é zero, [M]⁰. Assim, M não aparece na expressão da lei de velocidade.

Portanto, a expressão da lei de velocidade é:

V = k[M]⁰[N]² ⇔ V = k[N]²

Vamos demonstrar isso:

A expressão geral da lei de velocidade pode ser escrita como:

V = k[M]^a[N]^b

Ordem do reagente M

Temos que manter o N constante:

V₁ = k[M]^a

A velocidade da reacção não se altera quando a concentração de M duplica:

V₁ = k(2[M])^a ⇒ V₁ = k ·2^a · [M]^a

Portanto, V = k[M]^a ⇒ V = k[M]⁰ ⇒ V = k

Obs: Todo número com expoente zero é igual a 1: a⁰ = 1.

Ordem do reagente N

Temos que manter o M constante:

V₁ = k[N]^b

A velocidade da reacção quadruplica (aumenta 4 vezes) quando a concentração de N duplica:

4V₁ = k(2[N])^b ⇒ 4V₁ = k ·2^b · [N]^b

Portanto, V = k[N]^b ⇒ V = k[N]²

Assim, a expressão da lei de velocidade é:

V = k[N]²

Resposta: alternativa: B

4. A reacção de decomposição de amoníaco gasoso foi realizada num recipiente fechado é  2NH₃ → N₂ + 3H₂

A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo.

Concentração de NH3 em mol L-1	8,0	6,0	4,0	1,0
Tempo em horas	0	1	2	3

Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas primeiras horas de reacção?

A 4,0 mol L^-1h^-1

B 2,0 mol L^-1h^-1

C 10,0 mol L^-1h^-1

D 1,0 mol L^-1h^-1

E 2,3 mol L^-1h^-1

RESOLUÇÃO

A velocidade média de uma reacção é definida como sendo a alteração (variação) da concentração de um dos reagentes ou produtos, em um intervalo de tempo.

Dado que é comum na Matemática usarmos o delta (∆) para indicar a variação, assim podemos escrever:

Onde:

• ∆ [ ] = Concentração final – Concentração inicial  (∆ [ ] = [ ]_final – [ ]_inicial )

• ∆t = tempo final – tempo inicial  (∆t = t_final – t_inicial     )

Para o caso de um reagente a velocidade média é dada por:

Neste caso fala-se da velocidade média de consumo do reagente, portanto, da velocidade média em função do reagente que no caso é o NH₃. Como a velocidade média é calculada em função de um participante da reacção não se inclui o coeficiente estequiométrico no cálculo da velocidade média.

Ao incluir o coeficiente estequiométrico no cálculo da velocidade média o que se obtém é a velocidade média da reacção como um todo (velocidade com que a reacção como um todo se processa independentemente do participante da reacção usado no cálculo) e neste caso não é o que se pede.

Portanto: 2NH₃ → N₂ + 3H₂

Note que as primeiras duas horas correspondem ao intervalo 0h a 2h.

Cálculo da variação da concentração

∆[NH₃] = [NH₃]_final – [NH₃]_inicial

∆[NH₃] = 4,0 – 8,0

∆[NH₃] = – 4,0 mol L^-1

Cálculo da variação do tempo

∆t = t_final – t_inicial

∆t = 2 h – 0 h

∆t = 2 h

Velocidade de consumo de NH₃

Resposta: alternativa: B

 

5. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação     2SO_2(g)­ + O_2(g) ↔ 2SO_3(g).

Em recipiente de um litro, foram misturados 6 moles de dióxido de enxofre e 5 moles de oxigénio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio, e o número de moles de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:

A 0,53

B 0,66

C 0,75

D 1,33

E 2,33

 

RESOLUÇÃO

Como explicámos no texto Cálculo da Constante de Equilíbrio usando uma Tabela, exercícios desta natureza são facilmente resolvidos usando-se uma tabela onde teremos três situações, o início, a variação (concentração, número de moles, etc) e equilíbrio.

Neste caso as quantidades das substâncias envolvidas estão expressas em mol. Depois dos cálculos na tabela iremos calcular as concentrações em mol/L e depois a constante de equilíbrio.

Equação da reacção: 2SO_2(g) + O_2(g) ⇌ 2SO_3(g)

Tabela:

Fases da reacção	SO2	O2	SO3
Início	6 mol	5 mol	0
∆n
Equilíbrio			4 mol

• Os 6 mol de SO₂ e os 5 mol de O₂ são as quantidades iniciais destas substâncias. A quantidade de SO₃ (produto) é nula no início pois a reacção ainda não ocorreu. Por isso estes dados ficam na primeira linha.

• No fim (no equilíbrio) a quantidade SO₃ é de 4 mol. Mas como no início não havia nada de SO₃ e no fim há 4 mol significa que durante a reacção formaram-se 4 mol de SO₃, por isso o valor foi repetido (na segunda linha: a vermelho);

Fases da reacção	SO2	O2	SO3
Início	6 mol	5 mol	0
∆n			4 mol
Equilíbrio			4 mol

• As quantidades de SO₂ e O₂ consumidas podem ser determinadas através da equação da reacção por meio de um simples cálculo estequiométrico obecedendo a proporção estequiométrica mostrada pela equação da reacção devidamente acertada:

• Os valores encontrados serão colocados na segunda linha (∆n):

Fases da reacção	SO2	O2	SO3
Início	6 mol	5 mol	0
Reage/Forma	4 mol	2 mol	4 mol
Equilíbrio			4 mol

• Dado que durante a reacção os reagentes são consumidos e os produtos formados, para acharmos as quantidades de SO₂ e O₂ no equilíbrio, vamos pegar as quantidades iniciais e subtrair as quantidades que foram consumidas e teremos assim as quantidades no equilíbrio:

Fases da reacção	SO2	O2	SO3
Início	6 mol	5 mol	0
Reage/Forma	4 mol	2 mol	4 mol
Equilíbrio	6 mol – 4 mol = 2 mol	5 mol – 2 mol = 3 mol	0 + 4 mol = 4 mol

Assim fica:

Fases da reacção	SO2	O2	SO3
Início	6 mol	5 mol	0
Reage/Forma	4 mol	2 mol	4 mol
Equilíbrio	2 mol	3 mol	4 mol

Como sabemos as quantidades no equilíbrio são elas que usamos no cálculo da constante de equilíbrio. Mas note que neste caso estão expressas em mol, então é necessário calcular primeiro das concentrações em mol/L antes de calcular a constante de equilíbrio.

Resposta: alternativa: D

6. Dadas as seguintes afirmações:

I. Durante o equilíbrio químico a velocidade da reacção directa é igual a da reacção inversa

II. Antes de se atingir o equilíbrio químico a concentração dos reagentes diminui e a dos produtos aumenta

III. Atingido o equilíbrio, a concentração das substâncias intervenientes na reacção permanece constante

IV. Um exemplo de uma reacção de equilíbrio é a que ocorre entre H_2(g) e I_2)g) na formação de HI_(g)

A (s) afirmação correcta (s) é (são):

A Somente I e III

B Somente III e IV

C Somente I e II

D Somente I, II e IV

E Todas

RESOLUÇÃO

Numa reacção reversível, inicialmente a concentração dos reagentes é máxima e à medida que a reacção vai ocorrendo a concentração dos reagentes vai diminuindo (a velocidade da reacção directa diminui). Na sequência os produtos vão sendo formados, assim, a concentração dos produtos aumenta (a velocidade da reacção inversa cresce). Depois de algum tempo atinge-se o equilíbrio químico onde a velocidade da reacção directa iguala-se a velocidade da reacção inversa.

Em suma as características do estado de equilíbrio são as seguintes:

• No estado de equilíbrio a velocidade da reacão directa (V_d) é igual a velocidade da reacção inversa (V_i);

• A concentração dos reagentes e produtos não se altera, ou seja, as concentrações tornam-se constantes;

• O Equilíbrio químico é Dinâmico;

• O equilíbrio químico só pode ser alcançado num sistema fechado  mantido a tamperatura constante.

Alguns exemplos de reacções em equilíbrio são:

N_2(g) + 3H_2(g) ⇌ 2NH_3(g)

H_2(g) + I_2(g) ⇌ 2HI_(g­₎

Resposta: alternativa: E

7. A concentração [H⁺] de uma solução 6 x 10^-7 mol/L do ácido H₂S, com uma constante de ionização do primeiro estágio de dissociação Ki1 de 10^-7, é igual a:

A 5,1 x 10^-7 mol/L

B 6,0 x 10^-7 mol/L

C 3,0 x 10^-6 mol/L

D 2,4 x 10^-7 mol/L

E 4,3 x 10^-7 mol/L

RESOLUÇÃO

Vamos escrever a equação de ionização deste ácido. É importante destacar que por ser um ácido diprótico, a ionização ocorre em etapas, no entanto, a constante de ionização da primeira etapa é suficientemente maior que a da etapa seguinte:

H₂S_(aq) ⇌ H⁺_(aq) + HS^-_(aq)

Tabela de concentrações

	[H2S]	[H+]	[HS-]
Início	6 · 10-7	0	0
∆[ ]	- x	+x	+x
Equilíbrio	6 · 10-7 – x	x	x

 Cálculo da concentração de H⁺

Portanto, a concentração de H⁺ é: [H⁺] = x = 2,4 · 10^-7 mol/L

 

Resposta: alternativa: D

8. Considere uma solução saturada de cloreto de prata contendo resíduo no fundo. Adicionando pequena quantidade de cloreto de sódio sólido, qual é a modificação observada no resíduo contido?

A Aumentará

B diminuirá

C permanecerá constante

D diminuirá e depois aumentará

E aumentará e depois diminuirá

RESOLUÇÃO

O equilíbrio que se estabelece é: AgCl_(s) ⇌ Ag⁺­_(aq) + Cl^-_(aq)

O cloreto de prata sólido está em equilíbrio com os iões Ag⁺ e Cl^- presentes na solução saturada deste sal. Quando se adiciona o cloreto de sódio (NaCl), por ser um sal muito solúvel, este dissocia-se completamente segundo a equação:

NaCl­_(s) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Portanto, quando o NaCl se dissolve liberta iões Cl^- que já existiam no meio, ou seja, o Cl^- é comum na solução de AgCl e de NaCl. Assim, quando o NaCl se dissocia libertando os iões Na⁺ e Cl^-, ocorre o aumento da concentração de Cl^-.

Devido ao aumento da concentração de iões Cl^-, segundo o Princípio de Le Chatelier, vai ocorrer o deslocamente de equilíbrio para a esquerda, ou seja, sentido de formação de AgCl sólido. Portanto, a quantidade de AgCl não dissolvido irá aumentar em resultado do deslocamento de equilíbrio à esquerda por causa da presença do ião comum nesta solução.

Dica: Estude o efeito do ião comum na solubilidade (Equilíbrio Iónico).

 

Resposta: alternativa: A

 

9. “Quando um factor externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a acção do factor aplicado” – H. L. Le Chatelier, 1888.

De acordo com este princípio, numa reacção exotérmica, em que os reagentes estão no estado sólido e os produtos no estado gasoso...

A aumentando-se a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos.

B aumentando-se a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos.

C aumentando-se a concentração dos reagentes, o equilíbrio é deslocado no sentido dos mesmos

D adicionando catalisador, o equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos

E aumentando-se a concentração dos produtos, o equilíbrio desloca-se no sentidos dos reagentes.

RESOLUÇÃO

A transcrição “quando um factor externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a acção do factor aplicado” é o enunciado do famoso Princípio de Le Chatelier.

Vamos analisar cada alternativa:

A INCORRECTA

Para que se possa avaliar o efeito da pressão no deslocamento de equilíbrio no sistema deve haver substâncias no estado gasoso. Neste caso temos que somar os coeficientes estequiométricos de todos os participantes que estejam no estado gasoso na reacção nos reagentes e nos produtos. Assim teremos 3 casos possíveis:

• Caso o somatório dos coeficientes estequiométricos dos reagentes no estado gasoso seja maior que o somatório dos coeficientes estequiométricos dos produtos no estado gasoso, o aumento da pressão irá provocar o deslocamento de equilíbrio no sentido dos produtos (formação dos produtos);

• Caso o somatório dos coeficientes estequiométricos dos reagentes no estado gasoso seja igual ao somatório dos coeficientes estequiométricos dos produtos no estado gasoso, a variação da pressão não afecta o equilíbrio.

 • Caso o somatório dos coeficientes estequiométricos dos reagentes no estado gasoso seja menor que o somatório dos coeficientes estequiométricos dos produtos no estado gasoso, o aumento da pressão irá provocar o deslocamento de equilíbrio no sentido dos reagentes;

Neste caso é impossível determinar o sentido em que se desloca o equilíbrio porque só temos os produtos no estado gasoso e nenhum reagente no estado gasoso. Assim, não podemos somar os coeficientes estequiométricos e fazer a comparação necessária.

B INCORRECTA

Como a reacção é exotérmica significa que a reacção directa é exotérmica e a reacção inversa é endotérmica. Num sistema em equilíbrio, o aumento da temperatura favorece a reacção endotérmica, portanto, aumentando a temperatura, a equilíbrio deslocar-se-á para a esquerda, ou seja, sentido dos reagentes.

C INCORRECTA

O aumento da concentração dos reagentes provoca o deslocamento de equilíbrio no sentidos dos produtos.

D INCORRECTA

O catalisador não provoca o deslocamento de equilíbrio pois só faz com que o equilíbrio seja rapidamente alcançado já que altera igualmente as velocidades das reacções directa e inversa.

E CORRECTA

O aumento da concentração dos produtos provoca o deslocamento de equilíbrio no sentidos dos reagentes.

Resposta: alternativa: E

10. Que alteração de pH, sofrem 10 L de água se lhe forem adicionados 10^-2 mol de NaOH?

A Aumenta em duas unidades

B Aumenta em três unidades

C Aumenta em quatro unidades

D Reduz-se em quatro unidades

E Reduz-se em três unidades

RESOLUÇÃO

O hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte e em solução aquosa dissocia-se completamente:

NaOH_(aq)­  → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A adição de NaOH à água faz com que o meio torne-se alcalino ou básico, portanto, o pH eleva-se.

O pH da água pura é exactamente 7, assim a concentração de iões H⁺ é [H⁺] = 10^-pH ⇒ [H⁺] = 10^-7 M

Com adição de 10^-2 mol de NaOH, temos que calcular o novo pH. Mas tratando-se de uma base que foi adicionada à água primeiro iremos calcular o pOH e depois o pH.

Cálculo da concentração

 

Cálculo de pOH

pOH = –log[OH-]

pOH = –log(10^-3)

pOH = 3

Cálculo de pH

pH + pOH = 14

pH = 14 – 3

pH = 11

Portanto, com a adição de 10^-2 mol de NaOH à água, o pH passa de 7 (pH = 7) para pH = 11:

∆pH = pH(solução) – pH(água pura)

∆pH = 11 – 7

∆pH = 4

Assim, o pH aumenta em 4 unidades.

Resposta: alternativa: C

 

Por: Miguel Pascoal

GOSTOU DESTA RESOLUÇÃO E QUERIA TER ACESSO A VERSÃO COMPLETA? CLIQUE AQUI PARA COMPRAR A RESOLUÇÃO COMPLETA DESTE EXAME EM PDF OU CONTACTE 846767922.

PARA BAIXAR OS ENUNCIADOS DOS EXAMES DE ADMISSÃO DE QUÍMICA EM PDF clique aqui.

 full-width

FIM