RESOLUÇÃO DO EXAME DE ADMISSÃO DE QUÍMICA II – UEM 2022

1. Dos factores abaixo mencionados:

(1) concentração dos reagentes; (2) cor dos reagentes; (3) temperatura dos reagentes; (4) presença de catalisador

Os que afectam a velocidade de reacção são:

A 1 e 2

B 1 e 3

C 1 e 4

D 1, 3 e 4

E Somente 4

RESOLUÇÃO

Os factores que afectam a velocidade da reacção são: concentração dos reagentes, temperatura, natureza dos reagentes, superfície de contacto e catalisador.

É importante prestar atenção ao facto de que um dos factores que influencia a velocidade da reacção é a Temperatura. O aumento ou diminuição da temperatura só pode ser feito para o sistema reacional como um todo e não de forma particular para um certo reagente.

O aumento ou diminuição da temperatura provocará um aumento ou diminuição da energia cinética média das partículas reagentes, assim, quanto maior for a temperatura, maior é a energia cinética média das partículas, consequentemente maior é a probabilidade de ocorrência de choques efectivos, portanto, maior é a velocidade da reacção. O contrário também é correcto, pois se a temperatura diminui, igualmente diminui a energia cinética média das partículas reagentes e como consequência diminui a probabilidade de ocorrência de choques efectivos, portanto, diminui a velocidade da reacção.

Deste modo, conclui-se que não é correcto dizer “temperatura dos reagentes” mas sim temperatura do sistema como um todo.

Contudo se não quisermos ser mais rigorosos podemos aceitar a alternativa D.

Resposta: alternativa: D

2. Considere uma reacção em uma etapa entre dois reagentes gasosos. O número de colisões por segundo será aumentado por: (a) adição de mais reagentes a volume constante; (b) aumento do volume; (c) adição de um gás inerte; (d) aumento da temperatura.

A (a) e (c)

B (a) e (b)

C (a) e (d)

D (b) e (c)

E (b) e (d)

RESOLUÇÃO

Vamos analisar cada um itens

(a) CORRECTO

O aumento da concentração dos reagentes aumenta a probabilidade de ocorrência de colisões efectivas e como consequência aumenta a velocidade da reacção. Ao aumentar a concentração dos reagentes, igualmente aumenta o número de particulas reagentes no sistema e se há muitas partículas reagentes (a volume constante) a probabilidade de ocorrerem choques efectivos é maior por isso a velocidade da reacção aumenta.

(b) INCORRECTO

O aumento do volume pode-se dizer que “diminui a concentração” dos reagentes, pois se o volume é maior, há mais espaço disponível para as partículas reagentes ocuparem e assim ficarão mais distantes umas das outras. Se as partículas reagentes encontram-se distantes umas das outras, a probabilidade de se chocarem entre si de forma eficaz é menor e se a probabilidade de ocorrência de choques efectivos diminui, a velocidade da reacção também diminui.

(c) INCORRECTO

Um gás inerte é um gás que não reage, mesmo se for adicionado ao sistema, o que fará será uma espécie de diluição dos reagentes, isto é, uma vez que ele não reage, o gás inerte fará com que as partículas que de facto reagem fiquem distantes umas das outras, o que tem como consequência a diminuição da probabilidade de ocorrência de choques efectivos e com isso diminui a velocidade da reacção.

A adição de um gás inerte a um sistema gasoso (a volume constante) somente aumenta a pressão total do sistema, mas não altera a pressão parcial dos gases reagentes. Uma vez que não há alteração das pressões parciais dos gases reagentes, as suas concentrações permanecem as mesmas, por isso a velocidade da reacção não se altera já que a alteração das pressões parciais dos gases reagentes é que afecta a frequência das colisões efectivas.

A adição de um gás inerte aumentará a pressão total do sistema, aumentando assim o número de colisões (frequência das colisões), mas como é inerte, as colisões não causarão reacções químicas, ou sejas, as colisões não são efectivas por isso a velocidade da reacção não altera.

Portanto, tais colisões não têm efeito na velocidade da reacção, pois no geral quanto maior a frequência das colisões maior é a velocidade da reacção química. 

(d) CORRECTO

O aumento da temperatura permite o aumento da energia cinética média das moléculas, portanto, estas passam a adquirir mais agitação, portanto, há maior fracção das partículas activas e deste modo, a probabilidade de se chocarem efectivamente é maior.

Portanto, ao se aumentar a temperatura do sistema onde encontram-se estas moléculas a reagir a sua energia cinética aumenta, o que significa que as moléculas passam a se movimentar com maior velocidade o que aumenta o número de choques por segundo (frequência das colisões) mas também aumenta a energia com que essas moléculas colidem (se chocam), o que implica numa maior probabilidade de ocorrência de colisões efectivas.

 

Resposta: alternativa: C

3. Considere a reacção de combustão do metano, (CH₄):

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) +2H₂O_(g)

Se o metano é queimado a uma velocidade de 0,16 mol.dm^-3, a que velocidades são formados os produtos, CO₂ e H₂O?

A 0,16 mol/dm³ para CO₂; 0,16 mol/dm³ para H₂O

B 0,16 mol/dm³ para CO₂; 0,32 mol/dm³ para H₂O

C 0,16 mol/dm³  para CO₂; 0,08 mol/dm³ para H₂O

D 0,08 mol/dm³ para CO₂; 0,16 mol/dm³ para H₂O

E 0,32 mol/dm³ para CO₂; 0,32 mol/dm³ para H₂O 

RESOLUÇÃO

Vamos escrever a expressão do cálculo da velocidade média da reacção:

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) +2H₂O_(g)

Uma vez que conhecemos a velocidade de consumo de CH₄, podemos resolver o exercício de duas maneiras (que no fundo acabando sendo praticamente a mesma “coisa”).

Vamos escrever a equação da reacção e acertar (felizmente o exercício já fornece a equação da reacção devidamente acertada):

CH_4(g)   +   2O_2(g)  →  CO_2(g)   +  2H₂O_(g)

1 mol           2 mol        1 mol          2 mol

Assim, podemos relacionar a velocidade de consumo de CH₄ com a proporção estequiométrica mostrada pela equação da reacção:

Ou podemos ter:

Resposta: alternativa: B

4. PASSE PARA A PERGUNTA SEGUINTE.

 

5. Dados os seguintes sistemas em equilíbrio:

i. 2PbS_(s) + 3O₂­_(g) ⇌ 2PbO_(s) + 2 SO_2(g)              ii. PCl_5(g) ⇌ PCl_3(g) + Cl_2(g)

iii. H_2(g) + CO_2(g) ⇌ H₂O_(g) + CO_(g)                     iv. 2NOCl_(g) ⇌ 2NO_(g) + Cl_2(g)

Qual será a direcção de cada um dos sistemas se o volume dos recipientes onde a reacção ocorre for reduzido (redução do volume)?

A i – o equilíbrio desloca-se à esquerda (reagentes); ii – o equilíbrio desloca-se à direita (produtos); iii – o equilíbrio desloca-se à esquerda; iv – o equilíbrio desloca-se à direita

B i – o equilíbrio desloca-se à esquerda; ii – o equilíbrio desloca-se à esquerda; iii – o equilíbrio desloca-se à esquerda; iv – o equilíbrio desloca-se à direita

C i – o equilíbrio desloca-se à direita; ii – o equilíbrio desloca-se à direita; iii – não há alteração do equilíbrio; iv – o equilíbrio desloca-se à direita

D i – o equilíbrio desloca-se à direita; ii – o equilíbrio desloca-se à esquerda; iii – não há alteração do equilíbrio; iv – o equilíbrio desloca-se à esquerda

E i – o equilíbrio desloca-se à esquerda; ii – o equilíbrio desloca-se à direita; iii –  o equilíbrio desloca-se à esquerda; iv – o equilíbrio desloca-se à esquerda

RESOLUÇÃO

Neste exercício vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier que diz “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.

Antes de mais nada é importante recordar que a pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais à temperatura constante, ou seja, se o volume aumenta, a pressão diminui e se a pressão aumenta o volume diminui. No caso deste exercício diz-se que há redução do volume, portanto, ocorre o aumento da pressão, por isso analisaremos cada item olhando para a variação da pressão sobre estes sistemas em equilíbrio.

A variação da pressão vai afectar apenas substâncias que estejam no estado gasoso. 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 equação da 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 do equilíbrio no sentido dos reagentes;

Portanto, sabe- se que num sistema em equilíbrio, o aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor quantidade de matéria ou número de moles (sentido de menor volume). A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior quantidade de matéria ou número de moles (sentido de maior volume).

Vamos analisar cada um dos itens apresentados:

i –  2PbS_(s) + 3O₂­_(g) ⇌ 2PbO_(s) + 2 SO_2(g) 

Nesta reacção temos 3 moles de O₂ (portanto, 3 volumes de O₂) nos reagentes e temos ainda 2 moles de SO₂ (2 volumes de SO₂) nos produtos. Assim, o lado de menor volume é o lado direito (sentidos dos produtos), então o aumento da pressão desloca o equilíbrio nesse sentido de menor quantidade de matéria ou menor volume, portanto, o equilíbrio desloca-se à direita.

ii - PCl_5(g) ⇌ PCl_3(g) + Cl_2(g)

Observe atentamente a equação da reacção:

PCl_5(g)    ⇌    PCl_3(g) +  Cl_2(g)

1 mol           1 mol   + 1 mol

1 mol ____  2 mol

1 volume __ 2 volumes

Nesta reacção, o sentido onde temos o menor volume é o esquerdo (lados dos reagentes). Deste modo, o aumento da pressão vai provocar o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, (o equilíbrio desloca-se à esquerda).

iii. H_2(g) + CO_2(g) ⇌ H₂O_(g) + CO_(g)     

Observemos a equação da reacção:

H_2(g)         +    CO_2(g)    ⇌     H₂O_(g)    +   CO_(g)

1 mol     +     1 mol            1 mol     +   1 mol

           2 mol ______________ 2 mol

      2 volumes _____________ 2 volumes

Neste caso, nos dois sentidos temos a mesma quantidade de matéria (mesmo volume) e isso significa que a variação da pressão não afecta este equilíbrio, portanto, não há alteração do equilíbrio.

 iv. 2NOCl_(g) ⇌ 2NO_(g)  +   Cl_2(g)

Observamos a equação da reacção:

2NOCl_(g) ⇌ 2NO_(g)   +   Cl_2(g)

2 mol         2 mol    +   1 mol

2 mol ____3 mol

2 vol. ____ 3 volumes

O equilíbrio desloca-se à esquerda visto que é neste sentido onde há menor quantidade matéria ou menor volume, portanto, o equilíbrio desloca-se à esquerda.

Conclusão: i - equilíbrio desloca-se à direita; ii - equilíbrio desloca-se à esquerda; iii - não há alteração do equilíbrio e iv - equilíbrio desloca-se à esquerda

 

Resposta: alternativa: D

6. Quando 1,00 mol de SO₂ e 1,00 mol de O₂ são colocados num recipiente de 1,0 L de capacidade a 1000 K, atinge-se o equilíbrio e 0,8 mol de SO₃ são formados. O K_c da reacção será:

A 1,6 L/mol

B 0,80 mol/L

C 26,7 L/mol

D 0,40 mol/L

E 0,64 L/mol

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:

• 1 mol de SO₂ e 1 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 (início).

• No fim (no equilíbrio) a quantidade SO₃ é de 0,8 mol. Mas como no início não havia nada de SO₃ e no fim há 0,8 mol significa que durante a reacção formaram-se 0,8 mol de SO₃, por isso o valor foi repetido (na segunda linha: a vermelho);

• 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):

• 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:

Assim fica:

 

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

Resposta: alternativa: C

7. A uma dada temperatura o K_c para a reacção H_2(g) + I_2(g) 2HI_(g) é 49. Se 1,00 mol de cada um dos gases H₂ e I₂ são colocados num frasco de 250 mL a esta temperatura, quais serão as concentrações de HI, H₂ e I₂ no equilíbrio?

A [H₂] = [I₂] = 7,3 mol/L e  [HI] = 7,0 mol/L;

B [H₂] = [I₂] = 4,0 mol/L e [HI] = 7,3 mol/L

C [H₂] = 089 mol/L;  [I₂] = 4,0 mol/L; [HI] = 3,11 mol/L

D [H₂] = [I₂] = 0,89 mol/L e [HI] = 6,22 mol/L

E [H₂] = [I₂] = 0,89 mol/L; [HI] = 3,11 mol/L

RESOLUÇÃO

Neste exercício uma vez tendo a constante de equilíbrio (K_c = 49) e as quantidades iniciais dos reagentes o que será feito primeiro é calcular a concentração em mol/L de H₂ e I₂.

Vamos usar uma tabela:

H_2(g) +  I_2(g) ⇌ 2HI_(g)

• A concentração inicial de HI é nula no início pois é um produto e ainda não se formou nada;

• Consideramos “-x” as variações da concentração de H₂ e I₂ pois estes são consumidos durante a reacção e pela equação da reacção temos 1 mol de H₂ e 1 mol de I₂. A variação da concentração de HI é 2x. O “2” deve-se ao facto de termos 2 mol de HI como mostra a equação da reacção. Então vamos escrever a expressão da constante de equilíbrio e substituir os dados:

Então as concentrações no equilíbrio são:

[H₂] = [I₂] = 4 – x  ⇒ [H₂] = [I₂] = 4 – 3,11 ⇒ [H₂] = [I₂] = 0,89 mol/L

[HI] = 2x ⇒ [HI] = 2 · 3,11  ⇒ [HI] = 6,22 mol/L

Resposta: alternativa: D

 

8. A figura (a) representa a mistura de NaOH e um ácido. Qual dos diagramas mostrados em (b) – (d) vão corresponder a HCl, H₂SO₄ e H₃PO₄?

Considere a reacção completa de neutralização. Bolas pretas – representam moléculas de ácido; bolas cinza – representam iões OH^-; bolas brancas – representam aniões do ácido.

A (b) – H₃PO₄; (c) – HCl, (d) – H₂SO₄

B (b) – HCl; (c) –H₃PO₄, (d) – H₂SO₄

C (b) – H₃PO₄; (c) – H₂SO₄, (d) – HCl

D (b) – HCl; (c) –H₂SO₄, (d) – H₃PO₄

E (b) – H₂SO₄; (c) – HCl, (d) – H₃PO₄

RESOLUÇÃO

A reacção de neutralização ocorre entre um ácido e uma base e tem-se como produtos um sal e água. Neste exercício diz-se que temos uma mistura de NaOH e um ácido. No caso os ácidos mencionados são HCl, H₂SO₄ e H₃PO₄.

No diagrama (a) temos apenas duas bolas pretas, logo temos duas moléculas de ácido (veja que as bolas pretas estão destacadas a vermelho):

Agora vamos escrever as equações das reacções, considerando duas moléculas do ácido e de seguida vamos escrever os reagentes na fórmula iónica (não vamos escrever os produtos na forma iónica):

Para o HCl

2NaOH + 2HCl → 2NaCl + 2H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NaCl + 2H₂O

Notem que duas moléculas de HCl precisam de duas moles de NaOH. Assim, como temos 2 moles de NaOH, teremos 2 iões OH^- e igualmente dois aniões do ácido (Cl^-) já que temos duas moléculas de ácido.

Conclusão: teremos duas bolas cinza e duas bolas brancas e no total temos 4 bolas.

Para o H₂SO₄

4NaOH + 2H₂SO₄ → 2Na₂SO₄ + 4H₂O

4Na⁺ + 4OH^- + 4H⁺  + 2SO₄^2- → 2Na₂SO₄ + 4H₂O

Duas moléculas de H₂SO₄ precisam de 4 moles de NaOH, assim, teremos 4 iões OH^- e dois aniões do ácido (SO₄^2-), logo serão 4 bolas cinza, duas bolas brancas e no total serão 6 bolas.

Para o H₃PO₄

6NaOH + 2H₃PO₄ → 2Na₃PO₄ + 6H₂O

6Na⁺ + 6OH^- + 6H⁺  + 2PO₄^3- → 2Na₃PO₄ + 6H₂O

Duas moléculas de H₃PO₄ precisam de 6 moles de NaOH , logo teremos 6 iões OH^- e dois (2) aniões do ácido (PO₄^2-), logo temos 6 bolas cinza e duas brancas e no total 8 bolas.

Conclusão: (b) – H₃PO₄; (c) – H₂SO₄ ; (d) – HCl

 

Resposta: alternativa: C

9. Dados os seguintes compostos: (a) KCl; (b) CH₄; (c) H₂O; (d) H₂CO; (e) HCOOH; (f) C₁₂H₂₂O₁₁

Pode-se afirmar que...

A (a), (c), (d) e (e) são electrólitos

B (a), (c) e (e) são electrólitos

C (b), (c) e (f) não são electrólitos

D (a), (c), () são electrólitos

E (a), (c), (d) são electrólitos

RESOLUÇÃO

Electrólitos são substâncias que em solução aquosa conduzem a corrente eléctrica. No geral, todos os compostos iónicos são electrólitos, isto é, conduzem corrente elétrica em solução aquosa ou quando fundidos. Mas também existem substâncias moleculares que em solução ionizam-se e como consequência conduzem a corrente.

Das substâncias aqui indicadas temos:

• Electrólitos: KCl e HCOOH

• Não electrólitos: CH₄, H₂O, H₂CO e C₁₂H₂₂O₁₁

Resposta: alternativa: C

 

10. Considere as seguintes afirmações:

i. A água dura é aquela que contém carbonatos (CO₃^2-) e bicarbonatos (HCO₃^-) dissolvidos;

ii. Todo o tipo de dureza da água pode ser eliminada por aquecimento ou pela fervura;

iii. A dureza da água é causada pela presença de sais de cálcio e de magnésio na água;

iv. A dureza da água pode ser reduzida/eliminada por filtração;

v. A dureza da água pode ser determinada por titulacão com a complexona III (EDTA – ácido etilenodiaminotetracético)

São correctas as afirmações:

 A i, ii e v

B i e v

C iii e v

D ii, iv e v

E ii e iv

RESOLUÇÃO

A água dura é aquela que apresenta grande quantidade de sais de cálcio e magnésio dissolvidos. A dureza da água pode ser devida à carbonatos e não devida à carbonatos.

A dureza devida à carbonatos resulta da presença de hidrogenocarbonatos de cálcio e magnésio. A dureza não devida à carbonatos resulta da presença de sulfatos, cloretos de cálcio e magnésio.

A dureza devida à carbonatos é também designada de dureza temporária já que pode ser eliminada pelo aquecimento ou fervura:

Ca(HCO₃)₂ ⇌ CaCO₃ + CO₂ + H₂O

A dureza que não pode ser eliminada pela fervura ou aquecimento diz-se que é permanente. A dureza da água pode ser determinada por meio da volumetria de complexação usando como titulante o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA).

Nota: a água dura é uma solução (mistura homogénea) pelo que os componentes não podem ser separados por filtração já que a filtração é um método de separação de misturas heterogéneas.

 

Resposta: alternativa: C

 

11. 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 e depois diminuirá

B diminuirá

C aumentará

D diminuirá e depois aumentará

E permanecerá constante

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 deslocamento do 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 do equilíbrio à esquerda por causa da presença do ião comum nesta solução.

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

 

Resposa: alternativa: C

Por: Miguel Pascoal

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