GABARITO
Química A – Intensivo – v. 2
Exercícios
01)B
No metano o carbono faz somente
ligações simples – hibridação sp3.
H
C
H
1.Certa. 9 carbonos fazem ligação dupla (sp2).
2.Certa. 4 carbonos fazem apenas ligações simples.
3.Certa. Existem 4 ligações pi entre carbonos. (Uma
ligação pi ocorre entre carbono e oxigênio).
4.Certa. 6 carbonos em ciclo com 3 duplas-ligações,
alternadas entre eles.
H
H
05)C
02)E
C
H
H
sp3
H
O
b)Errada. No formaldeído o carbono faz dupla-ligação – hibridação
sp2.
II. Errada. CH3
sp2
sp2
CH
CH
sp3
CH3
But-2-eno
C
H
carbono de ligação dupla − sp2
carbono de ligação simples − sp3
C
H
C
c)Errada. No tetracloreto de carbono o carbono faz apenas ligações
simples – hibridação sp3.
C
d)Errada. No cianeto de hidrogênio
o carbono faz ligação tripla – hibridação sp.
e)Certa. No metanol o carbono faz
apenas ligação simples – hibridação sp3.
I. Certa. CH3 − CH2 − CH3Propano
ligações simples − sigma
carbono só faz ligações simples − sp3
H
a)Errada. No metano o carbono só
faz ligações simples – sp3.
III.Errada.
C
C
C
C
N
H
H
C
C C C
os ângulos de ligação são iguais gerando um momento dipolar somado, igual a zerro. A molécula é
apolar.
IV.Certa. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomoes maior polarização.
H
H
O
C
06)B
H
CH2
03)D
sp2
CH
sp2
CH2
N
sp3
C
O
sp
O
07)D
CH 3
C
CH 3
sp 3
sp 2
sp 3
sp3
04)A
sp3
CH3
sp3
N
CH3
N
N
O
sp3
sp3
CH3
CH2
–
SO3 Na
H3 C
+
Os carbonos que só fazem ligação simples são sp3. Os
demais carbonos da estrutura (que fazem ligação dupla)
são sp2.
3
sp2
sp2
CH
CH2
2
1
a)Errada − os carbonos C1 e C2 possuem hibridação
sp2;
b)Errada − é ligação sigma e resulta da combinação
dos orbitais híbridos em sp3 (carbono de ligação
simples) e sp2 (carbono de ligação dupla);
c)Errada − esses ângulos ocorrem entre hidrogênios
do carbono C3 (hibridação sp3). Entre os hidrogênios do carbono C1 os ângulos são de 120 graus
(hibridação sp2)
d)Certa − na ligação dupla, uma é do tipo sigma e
outra é do tipo pi;
e)Errada − a ligação simples (entre C2 e C3) é mais
longa.
Química A
1
GABARITO
08)A
12)D
Em cada ligação dupla, uma das duas é do tipo
pi. Como são 3 ligações duplas, serão 3 ligações
do tipo pi.
O
a)Errada. N
N
H
H
Angular
Linear
09)07
S
b)Errada. C
01.Certa. O átomo de carbono de dupla-ligação
forma ângulos entre elas de 120°. As ligações
são coplanares (estão no mesmo plano geométrico).
02.Certa. Os átomos de carbono no etino fazem
ligação tripla – hibridação sp.
04.Certa. CH
C
CH . Carbono de dupla-lisp 2
sp
Be
C
O
O
c)Errada. O
C
O
C
d)Certa. H
sp 2
C
N
N
N
O
Angular
Linear
O
e)Errada. N
N
F
O
F
Angular
Linear
13)A
H
C
C
H
s
sp
sp
s
01.Errada. A molécula em questão é o etino.
02.Certa. A figura mostra a representação dos
orbitais no etino.
04.Errada. Entre os carbonos existe uma ligação
do tipo sp-sp e duas ligações p-p (pi).
08. Certa. A ligação sigma é sp-sp e as ligações
pi são p-p (p puro).
16. Certa. Com a ligação tripla, forma-se ângulo
de 180° entre as ligações, originando a geometria linear.
32.Errada. A ligação entre o carbono e o hidrogênio é do tipo sp-s.
F
N
F
O
N
Linear
O
C
O
H
H
Angular
14)A
H
H
O
H
Be
Angular
C
B
Em geral, as moléculas apolares são: as diatômicas de átomos iguais e as moléculas com ângulos
de ligação iguais e ligantes do átomo central
iguais.
Entre as moléculas apresentadas, são apolares
as moléculas de geometria tetraédrica e linear.
F
F
C
H
Linear
C
C
C
C
C
Trigonal
C
Tetraédrica
15)B
H
C
H
H
Metano − geometria tetraédrica
Tetraédrica – apolar
Linear – apolar
180°
Angular – polar
2
O
C
O
Dióxido de carbono − geometria linear
Linear – polar
Química A
B
O
Piramidal
Linear
11)C
C
Angular
Linear
gação – hibridação sp2. Carbono de duas
duplas-ligações – hibridação sp.
08. Errada. No carbono de hibridação sp2 os
ângulos entre as ligações são de 120°.
10)26
O
Angular
Linear
F
F
Trigonal plana
GABARITO
16)E
C
4.
S
O
covalente apolar
(tetraédrica)
O
a)Errada − é uma molécula polar (moléculas de geometria angular são polares);
b)Errada − é um óxido ácido (em água forma ácido
H2SO3);
c)Errada − forma um ácido;
d)Errada − possui apenas uma ligação coordenada
(dativa);
e)Certa − elemento central com elétrons livres, forma
geometria angular.
21)E
O
S
O
H
H
H
H
eteno
linear
amônia piramidal metano tetraédrica O
H
S
H O
H
pirâmide trigonal
(piramidal)
O O
trigonal plana
(triangular)
C
O linear
S
O
O
angular
20)B
C
O
µ = 0 apolar
d)Certa.
µ = 0 apolar
B
F
Be
C
µ = 0 apolar
μ = momento dipolar: somatório dos vetores.
23)A
19)D
N
+
F
e)Certa. C
CH
µ ≠ 0 polar
H
H
c)Certa. O
F
HC
H
N
+
C
H
+
b)Errada. H
H
H
µ ≠ 0 polar
H
–
O
18)D
H
C
–
O
+
Molécula triatômica em que o elemento central possui
elétrons livres − geometria angular. O ozônio (O3) é
alótropo do oxigênio (O2), ou seja, são substâncias
diferentes formadas pelo mesmo elemento químico −
oxigênio.
água angular
Be
Linear
22)E
H
N
C
+
O
H
Angular
a)Errada.
H
H
Trigonal
O
S
O
17)E
O
SO4
metal ametais
iônica
C C C
O
5. Cu
C
I. Certa − no CO2 as ligações são polares, pois ligam
átomos diferentes. Entretanto, a molécula é apolar,
pois os ângulos formados pelas ligações são iguais
e os ligantes do carbono também são iguais. Assim,
o somatório do momento dipolar é igual a zero −
molécula apolar.
II. Errada − na molécula de H2O as ligações entre os
átomos são polares, pois ligam átomos diferentes;
III.Errada − na molécula de NH3 as ligações são covalentes, pois tanto nitrogênio quanto hidrogênio são
ametais.
S
1. H
H 2. O
covalente polar
(angular)
C
O 3. Na
covalente apolar
(linear)
F
metal ametal
iônica
24)B
a)Errada. A água é um composto molecular (de ligações covalentes).
b)Certa. As moléculas de água sofrem atração pelo
ímã eletrizado, pois são polares.
Química A
3
GABARITO
c)Errada. As ligações entre hidrogênio e oxigênio
nas moléculas de água são covalentes polares.
d)Errada. As interações presentes entre moléculas de água são ligações de hidrogênio (pontes
de hidrogênio).
30)B
25)C
S
O
O
O
angular polar
C
O
31)D
linear apolar
No SO2 os ângulos formados são diferentes
devido à geometria do tipo angular. Isso torna a
molécula polar. Já no CO2 os ângulos de ligação
são iguais (180 graus) e como os ligantes do
carbono também são iguais, o ssomatório dos
momentos resultantes é igual a zero, dando a
característica apolar à molécula.
26)D
a)Errada − CO2 possui molécula apolar;
b)Errada − CC4 possui molécula apolar;
c)Errada − NH3 possui molécula polar;
d)Certa − BeH2 é apolar. H − Be − H
27)E
P
H
O
C
Linear
O
H
I. Errada − o ponto de ebulição é relacionado à força de
interação intermolecular. Quando uma substância evapora, são essas interações que são rompidas, e não as
ligações intramoleculares (iônica, covalente, etc.);
II. Certa − o ponto de ebulição tem relação com as ligações
intermoleculares;
III.Certa − para evaporar um líquido, deve-se além de
romper as ligações intermoleculares vencer a pressão
atmosférica, que é uma força contrária à evaporação.
Assim, quanto maior a pressão, mais temperatura será
necessária para a evaporação ocorrer;
IV.Certa − a adição de um soluto não volátil dificulta a saída das moléculas que ficam "ocupadas" dissolvendo o
soluto − efeito crioscópio. Assim, aumenta o ponto de
ebulição.
32)B
I. Moléculas de água (muito polares) se associam por pontes
de hidrogênio.
II.No gelo seco (moléculas apolares) a associação ocorre
por dipolo induzido−dipolo induzido (forças de Van der
Waals).
III. Temperatura maior, pois ligação de hidrogênio é mais
forte que ligação por dipolo induzido.
S
H
Piramidal
O
O
Angular
28)E
O tipo de interação característico de moléculas
apolares é conhecido como ligações de Van der
Waals (ou dipolo induzido, ou dipolo instantâneo).
33)D
a)Certa − H2S vaporiza à menor temperatura (mais volátil);
b)Certa − ponto de ebulição 100 °C. Com moléculas muito
polares, interagem por pontes de hidrogênio (ligações
fortes e mais difíceis de serem rompidas);
c)Certa − considerando-se temperatura ambiente igual a 25
°C, todos com exceção da água, estarão na forma gasosa
a essa temperatura;
d)Errada − quando a água ferve, são as ligações intermoleculares que são rompidas, e não as ligações intramoleculares (covalentes).
29)B
a)Errada − o tipo de interação intermolecular é
o mesmo (dipolo induzido−dipolo induzido).
A diferença nos pontos de eulição ocorre pela
diferença na massa molar (quanto maior, maior
o ponto de ebulição);
b)Certa − H2O e HF fazem ligação de hidrogênio,
que são mais fortes que as ligações de dipolo
permanente que ocorrem nos outros membros
dos grupos 16 e 17;
c)Errada − NH3 pode fazer ligações de hidrogênio, entretanto SbH3 faz ligação intermolecular
por dipolo permanente−dipolo permanente;
d)Errada − ambas fazem ligação do tipo dipolo
permanente−dipolo permanente, pos são
moléculas polares.
4
Todas as moléculas são polares e por isso podem interagir
por forças de dipolo permanente−dipolo permanente. A
água, por ter o oxigênio, que é muito eletronegativo, ligado
ao hidrogênio, faz um tipo extremo de ligação por dipolo
permanente chamada de ligação de hidrogênio (ponte de
hidrogênio), que é um tipo de interação mais forte e, por
isso, faz com que o ponto de ebulição da água seja maior.
34)E
Todas as moléculas são polares e por isso podem interagir
por forças de dipolo permanente−dipolo permanente. Em
moléculas que fazem o mesmo tipo de interação, o ponto
de ebulição aumenta com o aumento da massa molar. A
água, por ter o oxigênio, que é muito eletronegativo, ligado
ao hidrogênio, faz um tipo extremo de ligação por dipolo
permanente chamada de ligação de hidrogênio (ponte de
Química A
GABARITO
hidrogênio), que é um tipo de interação mais forte e,
por isso, faz com que o ponto de ebulição da água
seja maior.
35)27
38)B
01.Certa − se a água tivesse geometria linear, o
dipolo resultante na molécula seria nulo, ou seja,
a molécula seria apolar. Assim, não dissolveria
compostos iônicos que são extremamente polares;
02.Certa − na molécula de água existem duas
ligações covalentes. Cada ligação covalente
forma-se com um par de elétrons, sendo um
elétron de cada átomo que constitui a ligação;
04.Errada − cada hidrogênio faz uma ligação
simples com o oxigênio;
08.Certa − as moléculas de água mantém-se unidas por ligações de hidrogênio (fortes);
16.Certa − a água sofre o processo de autoionização, em que forma os íons H3O+ e OH−.
39)E
40)E
36)B
I. Errada − HF é ácido e NaF é sal;
II. Certa − NaF é iônica, e as interações com outras
moléculas de mesmo tipo ocorrem por atração
eletrostática;
III.Certa − HF possui ligação intramolecular do tipo
covalente, enquanto que NaF possui ligação
intramolecular do tipo iônica;
IV.Errada − HF possui ligação covalente, e NaF
possui ligação iônica.
a)Errada − o ferro recebe 3 elétrons;
b)Errada − o carbono do CO oxida. Assim, CO é o agente
redutor;
c)Errada − ocorre oxidação e redução;
d)Errada − o oxigênio não ganha nem perde elétrons;
e)Certa − o ferro ganha 3 elétrons − sofre redução.
41)D
37)D
1.Certa − variação correta;
2.Certa − o Nox do A varia de 0 para + 3;
3.Certa − permanece + 1;
4.Certa − seu Nox não varia.
42)D
Química A
5
GABARITO
4)Escolher trabalhar com o lado cuja soma deu maior.
5)Calcular a variação (Δ) de elétrons sofrida.
6)Calcular a variação total (Δt) do oxidante e do redutor, multiplicando a variação (Δ) pela atomicidade
do elemento que está variando (Δt = Δ . número de
átomos).
7)Pegar o resultado do cáculo de Δt do redutor e
colocar na frente como coeficiente do oxidante e
vice-versa.
8)Depois que os dois coeficientes foram fixados, termine o balaceamento usando o método das tentativas.
a)Certa − variação de Nox correta;
b)Certa − o carbono do etanol tem Nox −1 e no ácido
acético +3 − oxidação;
c)Certa − os coeficientes estão corretos, uma vez
que a quantidade de cada átomo está igual nos
reagentes e produtos;
d)Errada − o cromo no dicromato sofre redução.
Assim, o dicromato é o agente oxidante;
e)Certa − seu Nox varia de +6 para +3 (diminuiu −
reduziu).
43)D
Observação: Não esqueça de começar de preferência
por aqueles cujos Nox variam, depois seguir a sequência
dos metais, ametais, hidrogênio e, por último, o oxigênio.
a)2 − 28 − 4 − 4 − 14 − 6
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
44)a)2 – 28 – 4 – 4 – 14 – 6
b)1 – 6 – 6 – 2 – 1
c)2 – 3 – 4 – 2 – 3
d)10 – 3 – 6 – 10 – 2
e)2 – 16 – 2 – 2 – 8 – 5
f) 1 – 4 – 1 – 2 – 1
g)3 – 2 – 3 – 2 – 4
h)6 – 3 – 2 – 3 – 2 – 4
i) 1 – 3 – 14 – 2 – 2 – 3 – 7
j) 2 – 10 – 8 – 5 – 1 – 2 – 8 – 5
k)3 – 8 – 3 – 2 – 4
l) 2 – 1 – 2 – 1
m) 2 – 5 – 6 – 2 – 5 – 3
n)1 – 6 – 14 – 2 – 7 – 3
o)10 – 8 – 1 – 10 – 2 – 4
p)3 – 6 – 5 – 1 – 3
q)2 – 2 – 1 – 1 – 1
r)4 – 1 – 3
s)1 – 2 – 1 – 2
t) 5 – 2 – 4 – 2 – 2 – 8 – 5
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2K2Cr2O7 + 28HC  4KC + 4CrC3 + 14H2O + 6C2
Observação: Os números foram colocados no lado
direito do cloro, pois há 2 cloros, enquanto que no lado
esquerdo há apenas 1, e no lado esquerdo para o crômio
pelo mesmo motivo. Em algumas questões, pedem-se os
"menores" coeficientes inteiros. Se fosse o caso, haveria a
necessidade de simplicar todos os coeficientes, obtendo-se 1 − 14 − 2 − 7 − 2 − 3.
b)1 − 6 − 6 − 2 − 1
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
Respostas:
O acerto dos coeficientes pelo método redox segue os
seguintes procedimentos:
1)Determinar o Nox de cada elemento.
2)Identificar (sublinhando) os elementos que apresentam mudança no Nox (comparando seus valores nos
reagentes e nos produtos).
3)Ver a quantidade de elementos (do tipo que está
variando), somando-os nos reagentes e depois nos
produtos.
6
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
1S + 6HNO3  6NO + 2H2O + 1H2SO4
Química A
GABARITO
c)2 − 3 − 4 − 2 − 3
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
1MnO2 + 4HC  1MnC2 + 2H2O + 1C2
Observação: Os números foram colocados no lado
direito, pos há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há
apenas 1 (escolher o lado onde há mais).
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2HNO3 + 3H2S  4H2O + 2NO + 3S
g)3 − 2 − 3 − 2 − 4
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo
e calcular a variação do Nox, multiplicando pelo índice
de atomicidade.
d)10 − 3 − 6 − 10 − 2
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
10HNO3 + 3I2  6HIO3 + 10NO + 2H2O
h)6 − 3 − 2 − 3 − 2 − 4
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo
e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice
de atomicidade.
e)2 − 16 − 2 − 2 − 8 − 5
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
6FeSO4 + 3H2SO4 + 2HNO3  3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2KMnO4 + 16HC  2MnC2 + 2KC + 8H2O + 5C2
Observação: Os números foram colocados no lado
direito, pois há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo
há apenas 1 (escolher o lado onde há mais).
Observação: Os números foram colocados no lado
direito, pois há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há
apenas 1 (escolher o lado onde há mais)
i) 1 − 3 − 14 − 2 − 2 − 3 − 7
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo
e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice
de atomicidade.
f) 1 − 4 − 1 − 2 − 1
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
1K2Cr2O7 + 3SnC2 + 14HC  2KC + 2CrC3 +
+ 3SnC4 + 7H2O
Química A
7
GABARITO
j) 2 − 10 − 8 − 5 − 1 − 2 − 8 − 5
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2KmNO4 + 10NaBr + 8H2SO4  5Na2SO4 + 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5Br2
Observação: Os números foram colocados no lado direito pois há 2 bromos, equanto que no lado esquerdo há
apenas 1 (escolher o lado onde há mais).
k)3 − 8 − 3 − 2 − 4
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
3Hg + 8HNO3  3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Observação: Neste exercício, as quantidades dos elementos cujo Nox variou são iguias nos dois lados. Caso não dê
o balanceamento final, deve-se tentar o lado oposto.
l) 2 − 1 − 2 − 1
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2Fe3+ + 1Sn2+  2Fe2+ + 1Sn4+
Observação: No balanceamento de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas. Neste exercício, têm-se no lado esquerdo 8 cargas positivas e no lado esquerdo, as mesmas 8 − correto.
m) 2 − 5 − 6 − 2 − 5 − 3
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
8
Química A
GABARITO
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes
e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
−
2−
2−
2MnO4 + 5SO3 + 6H+  2Mn2+ + 5SO4 + 3H2O
p)3 − 6 − 5 − 1 − 3
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
Observação: No balaceamento de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço
de cargas. Neste exercício, têm-se no lado esquerdo 6 cargas
negativas [(2 . − 1) + (5 . − 2) + ( 6 . + 1) = −6] e no lado
direito as mesmas [(2 . + 2) + (5 . − 2) = + 6] − correto.
n)1 − 6 − 14 − 2 − 7 − 3
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo
e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice
de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os
coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
3C2 + 6NaOH  5NaC +1NaCO3 + 3H2O
Observação: Em alguns balanceamentos, uma
única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre
com o C2. Um dos átomos de cloro perde elétron e o
outro recebe. Os números obtidos pela variação devem
ser colocados no lado oposto da equação.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes
e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
 
2−
1Cr2O7 + 6Br− + 14H+  2Cr3+ + 7H2O + 3Br2
Observação: os números foram colocados no lado direito
da equação, pois há 2 bromos, enquanto que no lado esquerdo
há apenas 1 (escolher o lado onde há mais). No balaceamento
de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas.
Neste exercício, tem-se no lado esquerdo 6 cargas positivas
[( 1 . − 2) + (6 . − 1) + (14 . + 1) = +6] e no lado esquerdo as
mesmas 6 as mesmas 6 [(2 . +3) = 6] − correto. Em relação
ao crômio, o número foi colocado na esquerda.
o)10 − 8 − 1 − 10 − 2 − 4
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo
e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice
de atomicidade.
q)2 − 2 − 1 − 1 − 1
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os
coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
2NO2 + 2KOH  1KNO2 + KNO3 + 1H2O
Observação: Em alguns balanceamentos, uma
única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre
com o NO2. Um dos átomos de cloro perde elétron e o
outro recebe. Os números obtidos pela variação devem
ser colocados no lado oposto da equação.
r) 4 − 1 − 3
1) Determinar os números de oxidação de cada
átomo e calcular a variação do Nox multiplicando
pelo índice de atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes
e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
−
−
10NO3 + 8H+ + 1I2  10NO2 + 2IO3 + 4H2O
Observação: No balanceamento de íons, além de os coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço
de cargas. Neste exercício, têm-se no lado esquerdo 2 cargas
negativas [(10 . − 1)+ (8 . + 1) = − 2] e no lado direito as
mesmas 2 [(2 . −1) = − 2] − correto.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os
coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
4KCO3  1KC + 3KCO4
Química A
9
GABARITO
Observação: Em alguns balanceamentos, uma única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre com o KNO3.
Os números obtidos pela variação devem ser colocados no lado oposto da equação.
s)1 − 2 − 1 − 2
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
1H2O2 + 2KI  1I2 + 2KOH
Observação: Os números foram colocados no lado direito do iodo, pois há 2 iodos, enquanto que no lado esquerdo
há apenas 1, e no lado esquerdo para o oxigênio pelo mesmo motivo.
t) 5 − 2 − 4 − 2 − 2 − 8 − 5
1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de
atomicidade.
2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.
3) Completar os outros coeficientes por tentativas.
5H2O2 + 2KMnO4 + 4H2SO4  2KHSO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2
45)C
a)Errada − os valores corretos são 10, 6, 6, 1;
b)Errada − os valores corretos são 10, 6, 6, 1;
c)Certa − ocorre oxidação do carbono e redução do fósforo;
d)Errada − o carbono oxida, então atua como agente redutor;
e)Errada − o carbono atua como agente redutor.
46)B
a)Certa − o átomo de carbono no CO2 faz duas ligações duplas, formando ângulo de ligação de 180° − hibridação
sp;;
b)Errada − o nitrogênio do nitrato de potássio sofre redução (NOX varia de + 5 para 0);
10
Química A
GABARITO
c)Certa. Zinco perde elétrons – sofre oxidação – ânodo
(polo negativo).
d)Errada. Diferença de potencial:
+0,85 – (–0,76) = +0,85 + 0,76 = +1,61 V
maior – menor
c)Certa − 4 + 1 + 7 + 1 + 1 + 2 + 3 + 3 = 22;
d)Certa − K2S (sulfeto de potássio), K2CO3 (carbonato
de potássio);
e)Certa − o único reagente que contém oxigênio é o
nitrato de potássio.
50)46
47)C
I. Certa. Nas pilhas, a energia química é transformada
em energia elétrica. Essa energia vem da transferência de elétrons em uma reação de oxirredução.
II. Errada. É a energia química convertida em energia
elétrica.
III.Certa. Na eletrólise a energia elétrica é necessária
para a transformação em energia química (processo
não espontâneo).
01.Errada. O eletrodo de magnésio é o ânodo (emite
elétrons).
02.Certa. Emite elétrons (sofre oxidação).
04.Certa. Magnésio perde elétrons e prata recebe
elétrons.
08.Certa. Mostra o magnésio oxidando e a prata reduzindo. Como a prata é monovalente e o magnésio
bivalente, são necessários dois mols de prata para
receber os dois elétrons.
16.Errada. O eletrodo de prata é o polo positivo.
32.Certa. Recebe elétrons.
48)D
Os potenciais apresentados na tabela são potenciais de
redução. Quando dois metais são colocados juntos, irá
reduzir o que apresentar maior potencial de redução.
a)Certa. Mostra a redução do cobre diante do ferro.
Isso ocorre espontaneamente, pois o potencial de
redução do cobre (+0,34 V) é maior que o do ferro
(–0,44 V) (maior tendência de sofrer redução).
b)Certa. Mostra a redução do ferro diante do lítio. Isso
ocorre espontaneamente, pois o potencial de redução do ferro (–0,44 V) é maior que o do lítio (–3,04 V)
(maior tendência de sofrer redução).
c)Certa. Mostra a redução da prata diante do lítio.
Isso ocorre espontaneamente, pois o potencial de
redução da prata (+0,80 V) é maior que o do lítio
(–3,04 V) (maior tendência de sofrer redução).
d)Errada. Mostra a redução do cobre diante da prata.
Isso não ocorre espontaneamente, pois o potencial
de redução do cobre (+0,34 V) é menor que o da
prata (+0,80 V) (menor tendência de sofrer redução).
e)Certa. Mostra a redução da prata diante do ferro.
Isso ocorre espontaneamente, pois o potencial de
redução da prata (+0,80 V) é maior que o do ferro
(–0,44 V) (maior tendência de sofrer redução).
51)E
Os potenciais apresentados são de redução (nox
diminui – ganha elétron). Entre o mercúrio e o zinco,
o maior potencial de redução é o do mercúrio (Hg).
Assim, mercúrio sofrerá redução (maior potencial de
redução) e o zinco sofrerá oxidação (menor potencial
de redução).
a)Errada. O mercúrio sofre redução, então é o agente
oxidante.
b)Errada. Os elétrons fluem do metal que sofre a oxidação (perde elétrons – Zn) para o metal que sofre
redução (recebe elétrons – Hg).
Os potenciais apresentados são de redução (nox
diminui – ganha elétron). Entre prata e ferro, o maior
potencial de redução é o da prata (Ag). Assim, a prata
sofrerá redução (maior potencial de redução) e o ferro
sofrerá oxidação (menor potencial de redução).
a)Errada. A reação mostra a prata oxidando e o ferro
reduzindo, e o que ocorre é o contrário.
b)Errada. Reação: 2Ag0 + FeSO4 → Fe2+ + Ag2SO4.
Para a reação ocorrer, a prata deve oxidar (nox
aumentar) e o ferro reduzir (nox diminuir). Isso não
ocorre, pois o potencial de redução da prata é maior
que o do ferro.
c)Errada. O ferro oxida na água ao invés da prata. Isso
porque seu potencial de oxidação é maior que o da
prata.
d)Errada. Diferença de potencial para a reação proposta (barra de prata e solução de FeSO4):
Ag0/Ag+: –0,80 V
Fe2+/Fe0: –0,44 V
–1,24 V
e)Certa. A reação entre a barra de prata e a solução
de sulfato de ferro não ocorre espontaneamente,
pois para que ocorresse a prata deveria oxidar e o
ferro reduzir, e dessa forma a diferença de potencial
é negativa.
49)C
No esquema apresentado:
- magnésio tem o nox aumentado, sofre oxidação, perde
elétrons, é o ânodo (polo negativo);
- prata tem o nox diminuído, sofre redução, ganha
elétrons, é o cátodo (polo positivo).
52)E
A pilha mostra o zinco oxidando (nox aumenta) e o
cobre reduzindo (nox diminui).
Química A
11
GABARITO
Potencial de oxidação do zinco: +0,76 V
Potencial de redução do cobre: +0,34 V
Soma oxidação + redução: +1,10 V
57)E
a)Errada − potencial padrão = Ered − Eoxi = 0,34 − (− 0,76)
= 0,34 + 0,76 = + 1,10V;
b)Errada − o potencial padrão é de + 1,10V;
c)Errada − o ânodo será o constituído por zinco (menor
potencial de redução);
d)Errada − o potencial padrão Cu/Cu2+ é − 0,34V. O
potencial de Cu2+/CU é + 0,34V;
e)Certa − o zinco possui menor potencial de redução,
consequentemente, mior potencial de oxidação,
formando o ânodo.
53)C
O esquema mostra a prata como polo negativo, ou
seja, oxidando (usar o potencial de oxidação da prata).
Também mostra o cobre como polo negativo, ou seja,
reduzindo (usar seu potencial de redução):
Potencial de oxidação da prata: –0,80 V
Potencial de redução do cobre: +0,34 V
Soma oxidação + redução: –0,46 V
58)B
54)D
O potencial de redução do níquel é maior que o potencial de redução do zinco. Assim, o níquel sofrerá
redução (ganhará elétron, polo positivo) e o zinco
sofrerá oxidação (perderá elétron, polo negativo).
a)Errada. O níquel sofre redução – ganha elétron, polo
positivo, cátodo.
b)Errada. Os elétrons fluem do eletrodo de zinco
(oxida) para o eletrodo de níquel (reduz).
c)Errada. O zinco sofre oxidação – perde elétron, polo
negativo, ânodo.
d)Certa. O zinco perde elétron (oxida).
e)Errada. Potencial de oxidação do zinco: +0,76 V
Potencial de redução do níquel: –0,25 V
Soma oxidação + redução: +0,51 V
a)Errada − cromo oxida preferencialmente favorecendo a redução do ferro;
b)Certa − o cromo oxida no lugar do ferro retardando
o seu processo de oxidação;
c)Errada − sofre corrosão antes do ferro;
d)Errada − retarda a oxidação do ferro;
e)Errada − retarda a corrosão do ferro.
59)A
a)Certa − como se pode ver pela representação da
pilha, a prata Ag+ se transforma em Ag0 (redução).
Assim, os íons de prata migram da solução para a
barra metálica;
b)Errada − a prata sofre redução sendo assim o agente
oxidante;
c)Errada − quem sofre a oxidação é o cobre metálico
(CU0);
d)Errada − o ânodo sofre oxidação onde CU0 se transforma em Cu2+ indo para a solução. Assim, a massa
da barra de cobre diminui (corrosão);
e)Errada − o fluxo de elétrons é do eletrodo de cobre
Cu0/ Cu2+ para o eletrodo de prata Ag+/Ag0.
55)E
O cromo tem menor potencial de redução, consequentemente, tem maior potencial de oxidação. Assim, o cromo
oxidará do lugar do ferro, protegendo-o contra corrosão.
Os potenciais apresentados na tabela são potenciaiis
de redução (recebimento de elétrons).
O enunciado pede o metal mais adequado para constituir o ânodo, onde ocorre oxidação. Quanto maior o
potencial de redução, mais facilmente o metal é reduzido (ganha elétrons). Assim, o de menor potencial de
redução A3+, é o que mais facilmente se oxida e por
isso é o mais adequado para ser o ânodo.
56)B
60)E
Considerando o funcionamento de uma pilha:
Os potenciais apresentados são de redução (Nox
diminui). Como o maior potencial de redução é o da
prata (Ag), esta irá reduzir (agente oxidante) e por
consequência o ferro (Fe) irá oxidar (agente redutor).
A proteção à oxidação do ferro ocorre com o uso de
um metal que oxide mais facilmente que o ferro. Assim, o metal utilizado oxidará ao invés do ferro. Como
os potenciais apresentados na tabela são potenciais
de redução, podem-se iverter todos os sinais para ter
uma tabela de potenciais de oxidação. Quanto maior o
potencial de oxidação, maior é a tendência de o metal
oxidar. Assim, potencial de oxidação do ferro = + 0,44V.
O único metal na tabela que possui maior potencial de
oxidação que o ferro é o magnésio: +2,38V.
12
Potencial-padrão:
Potencial de oxidação do ferro: +0,44 V
Potencial de redução da prata: +0,80 V
Soma oxidação + redução: +1,24 V
Química A
GABARITO
Considera-se uma célula eletroquímica como um processo de eletrólise, que funciona ao contrário de uma
pilha. Em princípio, qualquer pilha pode ser convertida
em célula eletrolítica aplicando-se uma tensão externa
oponente superior à tensão produzida pela pilha. Assim, como na pilha a prata seria o agente oxidante, na
célula eletroquímica será o agente redutor. Como na
pilha o potencial seria de + 1,24 V, na célula eletrolítica
será de –1,24 V.
61)A
Os potenciais apresentados são de redução (nox diminui). Como o maior potencial de redução é o do cobre,
este irá reduzir (agente oxidante) e por consequência
o zinco irá oxidar (agente redutor).
01.Errada. O hidrogênio oxida (nox aumenta) e o
oxigênio reduz (nox diminui).
02.Errada. No ânodo, polo negativo, ocorre a oxidação
do hidrogênio.
04.Errada. A reação é espontânea e, portanto, o potencial é positivo.
08.Certa. As células em série produzem maior d.d.p.
16.Certa. A célula combustível funciona como uma
pilha, em que os elétrons fluem do polo negativo
em direção ao polo positivo.
32.Certa. A função de um catalisador é justamente
acelerar as reações.
64.Errada. O hidrogênio é o combustível (armazenado), e o oxigênio é o comburente (vem do ar
atmosférico).
64)B
01.Errada. Os elétrons migram no sentido de quem
oxida (perde elétrons), o zinco, para quem reduz
(ganha elétrons), o cobre.
02.Errada. Ao perder elétrons, o zinco metálico passa
para a solução, e a barra perde massa (basta observar a ilustração).
03.Certa. A medida que a concentração de Zn2+
aumenta, a barra diminui, e assim a voltagem vai
diminuindo também, pois a reação vai se aproximando do fim.
04.Certa. Na reação espontânea, Cu2+ se transforma
em Cu0. Ter maior quantidade de Cu2+ é como ter
maior quantidade de um reagente na reação.
08.Errada. Na reação espontânea o zinco oxida, sendo
o cobre o agente oxidante.
62)C
I. Errada. Na eletrólise, o polo positivo (platina) é o
ânodo.
II. Certa. Para ocorrer a reação, íons de zinco devem
receber elétrons para se depositar sobre a chave
(redução).
Redução do zinco: –0,76 V
Oxidação do cloro: –1,36 V
Soma: –2,12 V
III.Errada. Na chave, o zinco na forma de íon recebe
elétrons, depositando-se sobre a chave na forma
metálica – redução.
IV.Certa. No polo negativo (cátodo) o zinco iônico
recebe elétron (redução), tornando-se metálico.
V.Errada. Para a descarga no ânodo (platina) será
formado Cl2 gasoso.
65)D
Considerar a reação como uma pilha (produção de
energia elétrica a partir de energia química).
2H2 + O2 → 2H2O
Nox 0 0 +1 –2
Cátions
(onde os cátions
descarregam)
+
H2: Nox aumenta de zero para +1: oxida, perde elétrons
no ânodo (polo negativo);
O2: Nox diminui de zero para –2: reduz, ganha elétrons
no cátodo (polo positivo).
63)56
Considerar a reação como uma pilha (produção de
energia elétrica a partir de energia química).
2H2 + O2 → 2H2O
Nox 0 0 +1 –2
H2: Nox aumenta de zero para +1: oxida, perde elétrons
no ânodo (polo negativo);
O2: Nox diminui de zero para –2: reduz, ganha elétrons
no cátodo (polo positivo).
Ânodo
(onde os ânions
descarregam)
–
H
OH
+
–
Na C
a)Errada. No cátodo chegam elétrons que serão recebidos pelos íons H+.
b)Errada. O sódio metálico é produzido no cátodo.
c)Errada. No cátodo será formado gás hidrogênio,
pois o hidrogênio tem preferência de descarga em
relação ao sódio.
d)Certa. Hidrogênio recebe os elétrons.
e)Errada. No ânodo é produzido gás cloro. O cloro
tem preferência de descarga em relação aos íons
hidroxila.
Química A
13
GABARITO
66)A
a)Errada. A eletrólise não é um processo espontâneo,
pois depende de energia elétrica para ocorrer.
b)Certa. No cátodo, polo negativo, chegam elétrons:
A3+ + 3e → 3A0.
c)Certa. No ânodo, polo positivo, os ânions oxigênio
descarregam: 2O2– → O2 + 4e.
d)Certa. Para a produção de alumínio há o consumo
de energia elétrica.
67)B
Q = i . t, onde Q = carga (Coulomb), i = corrente (A),
t = tempo em segundos.
Q = 40 330
Q = 13 200 C
02.Errada. Beta não é eletromagnética, é corpuscular.
04.Certa. Alfa e beta possuem massa, e gama é onda
eletromagnética sem massa.
08.Errada. Alfa e beta são corpusculares, e gama é
eletromagnética.
16.Errada. Alfa é corpuscular.
71)D
A partícula (a) faz com que X possua um próton a mais
e mesma massa que o Np. Assim, (a) é uma partícula
beta e X é o Pu (consultar tabela periódica 94Pu).
Com a emissão alfa, o elemento tem seu número atômico diminuído em 2 unidades e o número de massa
diminuído em 4 unidades.
Logo: 94Pu239 → 92U235
72)B
Ni2+ + 2e → Ni0
1 mol de Ni libera ––– 2 mols de elétrons
59 g ––– 2 . 96 500 C
X g ––– 13 200 C
X = 4,03 g
Para a análise, é possível basear-se nas mudanças de
número de massa. Na emissão alfa, o número de massa
diminui em 4 unidades, enquanto que na emissão beta
o número de massa não se modifica.
68)0,14 g
Assim,
α
α
β
β
216 
→ 212 
→ 208
→ 212 
→ 212 
73)29
Q = i . t, onde Q = carga (Coulomb), i = corrente (A),
t = tempo em segundos.
Q = 1 . 420
Q = 420 C
α
α
01.Certa. 105X266 
→ 103Y262 
→ 101Y258
02.Errada. Seu número de massa não se altera. Isso
ocorre pois o átomo perde um nêutron (que dará
origem à partícula beta), mas ganha um próton (que
permanece no núcleo).
04.Certa. Os elementos artificiais de número atômico
maior que o do urânio (transurânicos) são formados por transmutação (conversão de um elemento
químico em outro).
08.Certa. Na reação, um átomo de urânio é bombardeado por um nêutron, dando origem a dois novos
elementos de número atômico menor e 3 nêutrons
(fissão nuclear).
16.Certa. Partículas alfa possuem prótons (carga positiva), partículas beta são elétrons (carga negativa)
e ondas gama são eletromagnéticas (sem carga).
Cu2+ + 2e → Cu0
1 mol de Cu libera ––– 2 mols de elétrons
64 g ––– 2 . 96 485 C
X g ––– 420 C
X = 0,14 g
69)C
a)Errada. A partícula alfa possui 2 prótons e dois
nêutrons.
b)Errada. Com a emissão beta, o número atômico
aumenta em uma unidade.
c)Certa. A radiação gama é uma onda eletromagnética, não corpuscular, ou seja, sem massa, e por isso
possui grande poder de penetração.
d)Errada. São isótopos e por isso possuem o mesmo
número atômico.
e)Errada. A partícula alfa possui menor poder de penetração que a partícula beta, por possuir maior massa.
Com massa maior, viaja em menor velocidade, tendo
seu poder de penetração diminuído.
74)A
70)04
01.Errada. Gama não é corpuscular (não possui massa).
14
Química A
a)Certa. Enriquecimento de urânio consiste em separar o urânio radioativo do seu isótopo não radioativo.
b)Errada. O uso de radioatividade gera resíduos altamente nocivos ao meio ambiente.
c)Errada. O enriquecimento de urânio consiste em
uma técnica de separação.
d)Errada. A separação ocorre por meio do uso de
ultracentrífugas, e não por bombardeamento.
e)Errada. O enriquecimento de urânio consiste em
uma técnica de separação.
GABARITO
77)C
75)B
U238 → 82Pb206
92
Nas reações de fissão nuclear que ocorrem nas bombas
atômicas de urânio, ocorre o bombardeamento desse
átomo com nêutrons, originando átomos menores e
outros nêutrons que iniciam a reação em cadeia.
A partícula responsável pela diminuição da massa é a
partícula alfa, e cada partícula emitida é responsável
pela diminuição em 4 unidades.
Diminuição: 238 – 206 = 32 unidades.
1 partícula alfa ––– 4 unidades
X partículas alfa ––– 32 unidades
X = 8 partículas alfa.
92
a)Errada. O bombardeamento do urânio ocorre por
nêutron, e não por partícula alfa.
b)Errada. Representa uma fusão nuclear.
c) Certa.
d)Errada. O bombardeamento do urânio ocorre por
nêutron, e não por partícula alfa.
e)Errada. Representa uma emissão beta.
8α
U238 
→ 92 – (8 . 2)U238 – (8 . 4) → 92 – (16)U238 – (32) → 76Os206
Como o elemento final possui 82 prótons, conclui-se
que foram 6 partículas beta:
Os206 → 76 + (6 . 1)Y206 – (6 . 0) → 76 + 6Y206 – 0 → 82Pb206
78)E
90
Sr meia-vida: 28 anos
6β
76
1g
28 anos
100%
76)C
I. Certa.
II. Certa.
III.Errada. Representa a união de dois átomos para a
formação de uma molécula de H2. Não ocorre a fusão
dos núcleos, mas sim a ligação covalente entre as
eletrosferas dos átomos.
0,5 g
50%
28 anos
0,25 g
25%
28 anos
0,125 g = 125 mg
12,5%
3 meias-vidas: 28 anos = 84 anos
79)B
100%
1
50%
4h
40g
1/2
25%
1/4
4h
20g
12,5%
4h
10g
1/8
5g
Após 12h (3meias vidas) haverá 5g.
Após 12h (3 meias vidas) haverá 5g
80)E
100%
1
40g
50%
25%
12,5%
6,25%
3,125%
15h
1/2 15h
1/4 15h
1/8 15h
1/16 15h
1/32
15
30
45
60
75
Tempo acumulado em horas
81)C
100%
1
14d
40g
14
50%
25%
12,5%
1/2 14d
1/4 14d
1/8
20g
10g
28
5g
42
Tempo acumulado em dias
Química A
15
GABARITO
82)E
24 anos (60 - 36)
200g 12 anos 100g 12 anos
50g
83)A
Em 1620 anos a redução é de 50%.
Logo, em 162 anos a redução é de 5% aproximadamente (estimativa imprecisa).
Resultado mais próximo 6,7%
84)B
resta 100%
1
perde 0%
16 dias
50%
25%
1/2
1/4
50%
16 dias
75%
32 dias
85)E
90
Sr meia-vida: 28 anos
100%
28 anos
50%
28 anos
28 anos
56 anos
25%
28 anos
84 anos
12,5%
28 anos
6,25%
112 anos
Contagem total progressiva
Acidente: 1986
+ 112
2098
86)11
01.Certa. Nas usinas nucleares a energia da fissão nuclear é utilizada para o aquecimento da água que, uma vez
vaporizada, move a turbina.
02.Certa. O enunciado menciona a informação como PWR (pressurized water reactor).
04.Errada. Isóbaros possuem mesmo número de massa. Isso não ocorre com U235 e U238, que na verdade são isótopos
(mesmo número de prótons).
08.Certa. Ao emitir uma partícula alfa, o número atômico diminui 2 unidades e o número de massa diminui 4 unidades.
16.Errada. Como o tempo de meia-vida é de 5 bilhões, 10 bilhões representam 2 meias-vidas, em que restarão 0,25 g
da quantidade inicial (25%).
32.Errada.
Urânio na natureza ––– 0,7% de pureza
Urânio enriquecido ––– 3,2% (dado no enunciado).
3,2 / 0,7 = 4,57. Deve ter sua pureza aumentada em 4,57 vezes.
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Química A