Vestibular UERJ 2016
Gabarito Comentado
Questão 1
O CO2 é um óxido não metálico e possui as seguintes nomenclaturas oficiais:



anidrido carbônico
dióxido de carbono
óxido de carbono IV
Moléculas com 3 átomos e que apresentam par de elétrons livres no átomo central, possuem geometria angular:
O óxido neutro é CO pois ele não reage com água, ácido ou base.
Dentre os elementos representados nas fórmulas citadas, aquele que se localiza no grupo 15 ou família 5A da classificação
periódica é o nitrogênio cujo o símbolo representativo é o N.
Questão 2
A Reação entre o hidróxido de bário Ba(OH)2 e o ácido clorídrico HCl pode ser equacionada da seguinte forma:
2 HCl + Ba(OH)2→ BaCl2 + 2 H2O
O produto iônico formado é o BaCl2 e sua nomenclatura oficial é cloreto de bário.
Questão 3
A massa do FeS pode ser calculada por meio de uma relação estequiométrica entre ele e o H 2S.
3 mol de H2S ≡ 2 mol de FeS
3 x 34 g --- 2 x 88g
408 Kg --- m
m = 704 Kg de FeS.
No processo mencionado, o elemento químico que sofreu a oxidação (aumento do número de oxidação pela perda de elétrons)
foi o enxofre, cujo o símbolo do elemento é S. A variação do número de oxidação dele foi:
O agente oxidante é a substância que contém o elemento que sofreu redução. Tal substância é o Fe2O3.
Questão 4
O haleto de alquila é o bromoetano e a amina de caráter básico mais acentuado é a etilamina, visto que sua cadeia carbônica
é maior. A reação entre os dois compostos pode ser equacionada da seguinte forma:
As duas aminas isômeras e de cadeia normal (não ramificada) da amina sintetizada na reação são:
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Questão 5
O shogaol apresenta isomeria geométrica (cis-trans):
O gingerol apresenta isomeria óptica pois possui carbono quiral:
As funções orgânicas correspondentes aos grupos oxigenados ligados ao anel aromático são éter e fenol.
Questão 6
A reação I, ocorre com a adição de HCl ao but-2-eno, havendo a quebra da ligação ᴫ e formação de um haleto orgânico:
A reação de adição em alcenos tem como primeira etapa do mecanismo a quebra da ligação ᴫ. Os elétrons dessa ligação
rompida atraem primeiro o grupo eletrofílico do ácido (H+), caracterizando a reação como adição eletrofílica.
A reação II ocorre com a substituição do cloro pela hidroxila do hidróxido de sódio, formando um álcool:
Questão 7
Lei da Velocidade genérica para a reação apresentada: V = K.[HBr] x.[NO2]y
Segundo a tabela com os resultados dos experimentos:
Ao dobrar a concentração de HBr mantendo a concentração de NO2 constante, a velocidade da reação também dobra. Isso
significa que o HBr é um reagente de 1º ordem.
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A mesma coisa acontece com o NO2. Ao dobra a concentração mantendo a concentração de HBr constante, a velocidade
também dobra, caracterizando o NO2 como reagente de 1º ordem.
A Lei da velocidade então será: V = K.[HBr]1.[NO2]1
A ordem da reação global é a soma das ordens de todos os reagentes. Portanto, a reação global é de 2º ordem.
Sabe-se que a Lei da Velocidade, em processos não elementares, é descrita a partir da etapa mais lenta. De acordo com a Lei
deduzida: V = K.[HBr]1.[NO2]1, verifica-se que a etapa lenta do processo apresenta como reagentes 1mol de HBr e 1mol de
NO2, caracterizando o mecanismo I como correto para a reação global.
Questão 8
Cálculo da variação de entalpia a partir das energias referentes as ligações químicas:
Ligações quebradas (reagentes):
C-C
348kJ
C = O (x2)
1488kJ
C-H
413kJ
C-O
357kJ
O-H
462kJ
Total = +3068kJ
A quebra de ligações é um processo endotérmico, por isso, o sinal positivo.
Ligações formadas (produtos)
C - H (x2)
826kJ
C = O (x3)
2232kJ
Total = -3058kJ
A formação de uma ligação é um processo exotérmico, por isso, o sinal negativo.
Assim, a variação de entalpia é determinada fazendo-se um somatório entre o total de energia envolvida nas ligações
quebradas e o total de energia envolvida nas ligações formadas, levando em conta os seus respectivos sinais:
ΔH = 3068 - 3058 = + 10kJ/mol
Relacionando a energia envolvida no processo com a quantidade de ácido consumido, teremos:
1mol ácido --- 10kJ
0,005mol ácido --- X
X = 0,05kJ
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Questão 9
Uma solução-tampão é formada por um ácido fraco ou por uma base fraca misturados com um sal de íon em comum. Portanto,
das espécies relacionadas as únicas que podem formar um tampão são NH4OH (base fraca) e NH4Cl (sal com o íon NH4+ em
comum com a base).
Para o cálculo de pH deve-se levar em consideração a equação de dissociação do hidróxido de cálcio:
Ca(OH)2 → Ca+2 + 2OH-.
1mol de base --- 2mol de OH0,005mol de base --- X
X = 0,01mol de OH- existentes em 1L de solução.
pOH = - log [OH-] = - log [10-2] = 2log 10 = 2
pH = 14 - pOH
pH = 12
A reação química que justifica a não alteração do pH de uma solução-tampão é o equilíbrio existente entre a base fraca e seus
íons:
NH4+ + OH- ↔ NH4OH
Questão 10
De acordo com enunciado e o esquema apresentados a pilha é formada por zinco e cobre. Sabe-se que pilha é um processo
eletroquímico espontâneo, onde a espécie com maior potencial de redução reduz e a com menor potencial de redução oxida.
Para o calcular a diferença de potencial padrão (ddp ou ΔEº) deve-se utilizar: ΔEº = Eºred + ΔEºoxi.
Na situação apresentada o Cu+2 (maior Eºred) sofrerá redução e o Zn (menor Eºred) sofrerá oxidação. Portanto teremos:
ΔEº = Eºred do cobre + ΔEºoxi do zinco = (+0,34) + (+0,76), ou seja: ΔEº = + 1,10v.
Ressalta-se que o potencial de oxidação do zinco é o inverso do potencial de redução fornecido pela questão.
A questão afirma que todos os íons Ag+ presentes no meio foram consumidos durante a eletrólise. Segundo o texto da questão,
a solução utilizada de nitrato de prata apresenta volume de 0,5L e concentração de 0,01mol/L, logo, pode-se determinar o
número de mol de prata produzido:
0,01mol Ag+ --- 1L de solução
X --- 0,5L de solução
X = 0,005mol de Ag+
Sabe-se que o processo de redução dos íons prata durante a eletrólise pode ser descrito: Ag + + e → Ag(s). Pela equação
verifica-se que a quantidade em mol de íons prata consumidos é igual a quantidade em mol de elétrons transferidos no
processo, ou seja, 0,005mol de elétrons.
Com o circuito fechado tem-se que a quantidade de elétrons utilizados na eletrólise é a mesma produzida pela pilha. Logo,
0,005 mol é a quantidade de elétrons produzida pelo anodo (eletrodo de zinco) durante o processo de oxidação:
Zn(s) → Zn+2 + 2e.
Com isso tem-se a relação entre a quantidade de elétrons produzidos e a quantidade de zinco consumido:
65,5g Zn (1mol) --- 2 mol e
Y --- 0,005mol e
Y = 0,164g de Zn
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Comentário Geral
A prova de química seguiu suas diretrizes ao abordar em maioria, questões com temas recorrentes e com textos
introdutórios a fim de se contextualizar tais temas. Trata-se de um modelo já testado e bastante apropriado para avaliar o que
se pretende numa prova de química. O exame discursivo da UERJ visa avaliar, principalmente, a capacidade do candidato de
analisar e observar as propriedades e transformações da matéria e suas formas de representação dentro dos tópicos
fundamentais da química: Química Geral e Inorgânica, Físico-Química e Química Orgânica. Como de costume cada questão
apresentava mais de uma pergunta e como foi no último ano, a prova apresentou as questões ordenadas em nível de dificuldade
crescente, sendo as duas primeiras as mais fáceis e as duas últimas questões as mais difíceis. A questão dez cobrou do aluno
um entendimento pleno de eletroquímica ao misturar pilha e eletrólise. A questão nove apesar de não ser muito difícil, uma das
perguntas trabalhou com solução-tampão, assunto que não apareceu com frequência em provas anteriores. De modo geral,
esse exame deve ter oferecido dificuldade média para os alunos bem preparados, devido a diversidade de assuntos cobrados
e a algumas questões que exige do candidato conhecimentos mais aprofundados como mecanismos de reação e soluçõestampão. Apesar disso, a prova apresentou enunciados claros e objetivos possibilitando tempo para o raciocínio e resolução
das questões.
Professores: Luiz César Mota e Emmanuel Maciel