Disciplina: Química
Ano / Série: 1º
Professor (a): Nívea
Data:
/ / 2014
Roteiro de Recuperação
Nome: ___________________________________________________________________
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Unidade C
Capítulo 11 – Número de oxidação
Capítulo 12 – Reações de oxirredução
Capítulo 13 – Balanceamento de reações de oxirredução
Unidade D
Capítulo 14 – Pilhas
Capítulo 15 – Potencial padrão
Unidade E
Capítulo 17 – Celas eletrolíticas
Unidade F
Capítulo 20 – Entalpia e variação de entalpia
Capítulo 21 – Lei de Hess e entalpias-padrão de combustão e de formação
Capítulo 22 – Energia de ligação
OBSERVAÇÃO: Dentre as páginas indicadas também há exercícios, cuja resolução é recomendada nos
estudos. Recomenda-se refazer as duas listas de exercícios e as duas avaliações do 2º trimestre.
Lista de exercícios de recuperação
1 - Considere os compostos de fórmulas: NO2; H2PO3; H3PO4, NH3. Indique os Nox dos elementos que
pertencem à família 15, presente nesses compostos.
2 – Conceitue oxidação, redução, agente oxidante e agente redutor.
3 – Faça o balanceamento das equações a seguir.
a) H2O2 
H2O + O2.
b) Na + Cl2  NaCl.
c) H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2.
d) AgNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + Ag.
e) Fe2O3 + CO  Fe + CO2
f) KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
4 – Indique quais espécies são os agentes oxidante e redutor nas reações de oxirredução do exercício
anterior.
5 - Observando a pilha Zn, Zn 2+ // Cu 3+, Cu.
a) Quais as semirreações de redução e de oxidação?
b) Qual a reação global?
c) Quem sofre oxidação?
d) Quem sofre redução?
e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?
f) Qual o eletrodo negativo ou ânodo?
g) Qual o sentido do fluxo de elétrons pelo fio?
h) Que eletrodo será gasto?
i) Qual dos eletrodos terá a sua massa aumentada?
j) Que solução concentra?
k) Que solução dilui?
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6 - Na célula eletroquímica Cu / Cu2+ // Ag+ / Ag podemos afirmar que:
a) Quais as semirreações de redução e de oxidação?
b) Qual a reação global?
c) Quem sofre oxidação?
d) Quem sofre redução?
e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?
f) Qual o eletrodo negativo ou ânodo?
g) Qual o sentido do fluxo de elétrons pelo fio?
h) Que eletrodo será gasto?
i) Qual dos eletrodos terá a sua massa aumentada?
j) Que solução concentra?
k) Que solução dilui?
7 - Conhecendo as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais padrão de redução abaixo,
determine a d.d.p da pilha formada pelos eletrodos indicados:
a)
Sn 2+ + 2 e
Ag 1+ + 1 e
Sn
Ag
b)
Al3+ + 3e  Al
Cu2+ + 2e  Cu
c)
Ni 2+ + 2 e
Au 3+ + 3 e
Ni
Au
E 0 = – 0,14 V
E 0 = + 0,80 V
E 0 = – 1,68 V
E 0 = +0,34 V
E 0 = – 0,25 V
E 0 = + 1,50 V
8 – Observe a pilha desenhada a seguir
Dados:
Cu2+ + 2e– → Cu E0 = + 0,34V
Zn2+ + 2e– → Zn E0= – 0,76V
a) Escreva as semirreações que ocorrem no cátodo e no ânodo.
b) Indique o sentido do fluxo de elétrons.
c) Descreva o que ocorre com os íons em solução.
9 - Apresente diferenças entre as celas galvânicas e as celas eletrolíticas.
10 – Diferencie eletrólise ígnea e eletrólise aquosa.
11 – Considerando a eletrólise de cloreto de potássio puro fundido. Indique os produtos formados nos
polos positivo e negativo.
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12 – Considere a eletrólise de uma solução aquosa dos sais apresentados a seguir e escreva as
semirreações que ocorrem no ânodo e no cátodo.
a) NiCl2
b) AgNO3
c) KI
d) Na2SO4
DADOS:
Cátions de metais
H+
Demais Cátions
alcalinos, alcalinos
terrosos e alumínio
Aumenta a tendência para receber elétrons
F-, ânions oxigenados
OH-
Ânions nãooxigenados
Aumenta a tendência para ceder elétrons
13 – Conceitue reações endotérmicas e exotérmicas.
14 - (Uel) Considere as equações termoquímicas a seguir.
Em qual das reações há liberação de MAIOR quantidade de calor por 1,0 mol de hidrogênio consumido?
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) V
15 - (Faap) Verifica-se em laboratório que a preparação de uma solução aquosa de H2SO4 por adição
deste à água, causa um aumento na temperatura da solução quando comparada com a temperatura
original do solvente. Trata-se, portanto, de um processo:
a) endotérmico
b) exotérmico
c) isotérmico
d) sem variação de energia livre
e) sem variação de entalpia
16 – Sabe-se que a 25°C as entalpias de combustão (em kJ/mol) de grafita, gás hidrogênio e gás metano
são, respectivamente: – 393,5; – 285,9 e – 890,5. Calcule o ΔH da seguinte reação.
C (grafita) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
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17 - (VUNESP 2009/2) – Sob certas circunstâncias, como em locais sem acesso a outras técnicas de
soldagem, pode-se utilizar a reação entre alumínio (Al) pulverizado e óxido de ferro (Fe2O3) para soldar
trilhos de aço. A equação química para a reação entre alumínio pulverizado e óxido de ferro (III) é:
2 Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s)
O calor liberado nessa reação é tão intenso que o ferro produzido é fundido, podendo ser utilizado para
soldar as peças desejadas. Conhecendo-se os valores de entalpia de formação para o Al2O3 (s) = – 1676
kJ/mol e para o Fe2O3 (s) = – 824 kJ/mol, nas condições padrão (25 ºC e 1 atmosfera de pressão), calcule
a entalpia dessa reação nessas condições. Apresente seus cálculos.
18 – Considere as equações termoquímicas abaixo.
I. C (graf) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH°= – 394 kJ/mol
II. H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH° = – 242 kJ/mol
III. C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
ΔH° = – 74 kJ/mol
Calcule o ΔH da combustão completa de 1 mol de metano (CH4).
19 - (Uel) Considere a reação de combustão de 440,0g de propano (C3H8), a 25°C e 1 atm, com liberação
de 22.200kJ. Para se obter 1.110kJ de calor, nas condições mencionadas, a massa de propano, em
gramas, que deve ser utilizada é
a) 44
b) 22
c) 11
d) 8,8
e) 4,4
20 - (Ufmg) O gráfico a seguir representa a variação de energia potencial quando o monóxido de carbono,
CO, é oxidado a CO2‚ pela ação do NO2, de acordo com a equação:
CO(g) + NO2(g)  CO2(g) + NO(g)
Com relação a esse gráfico e à reação acima, a afirmativa FALSA é
a) a energia de ativação para a reação direta é cerca de 135 kJ/mol.
b) a reação inversa é endotérmica.
c) em valor absoluto, o ΔH da reação direta é cerca de 225 kJ/mol.
d) em valor absoluto, o ΔH da reação inversa é cerca de 360 kJ/mol.
e) o ΔH da reação direta é negativo
21 - (Ufrs) Dadas as energias de ligação em kcal/mol, calcule o ΔH da seguinte reação
C = C  143
C - H  99
C - Br  66
Br - Br  46
C - C  80
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22 - (PUC-SP 2010) – Utilizando uma bomba calorimétrica é possível determinar o calor de combustão do
benzeno, do hidrogênio e do carbono grafite, como ilustram os diagramas a seguir.
A partir desses dados, a entalpia de formação do benzeno (ΔHf) é:
a) – 3945 kJ/mol
b) – 1239 kJ/mol
c) – 808 kJ/mol
d) 50 kJ/mol
e) 2587 kJ/mol
23 - (Puccamp) São dadas as seguintes energias de ligação:
2HCl(g) + F2(g)  2HF(g) + Cl2(g) tenha ΔH, em kJ, da ordem de
a) - 584,9, sendo endotérmica.
b) - 352,3, sendo exotérmica
c) - 220,9, sendo endotérmica
d) + 220,9, sendo exotérmica.
e) + 352,3, sendo endotérmica.
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