RESOLUÇÃO DO EXAME DE ADMISSÃO DE QUÍMICA I – UEM 2023

41. A cinética química é a área da química que se dedica ao estudo das velocidades das reacções.

Analise os processos em relação à cinética química.

1. Quando o carvão está iniciando a sua queima, as pessoas ventilam o sistema para que a queima se propague mais rapidamente.
2. Um comprimido efervescente se dissolve mais rapidamente quando triturado.

Assinale a alternativa que contém os factores que influenciam as velocidades das reacções químicas nos processos descritos em I e II, respectivamente:

A Concentração, superfície de contacto.

B Catalisadores, concentração.

C Temperatura, concentração

D Superfície de contacto, catalisador.

E Temperatura, catalisador.

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. I. A queima do carvão consiste basicamente na reacção entre o Carbono (o carvão é basicamente Carbono) e o Oxigénio. Assim, quando as pessoas ventilam este sistema o que acontece é que vão aumentando cada vez mais a quantidade de Oxigénio o que faz com que a queima se propague mais rapidamente. Portanto, esta ventilação a que se refere o exercício é nada mais nada menos que oaumento da concentração de Oxgénio(um dos reagentes nesse processo de combustão), logo, neste processo fala-se do factor concentração dos reagentes.
2. II. A trituração de um comprimido efervescente permite a diminuição do tamanho do comprimido. O grau de divisão das partículas está relacionado à 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. Portanto, neste processo fala-se dasuperfície de contacto.

Conclusão: I – concentração; II – superfície de contacto.

Resposta: alternativa: A

42. 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 à concentração dos reagentes. Se a velocidade de formação de O (velocidade da reacção) quadruplica (aumenta 4 vezes) 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. Assim, M não aparece na expressão da lei de velocidade.

Portanto, a expressão da lei de velocidade é:

V = k[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 diferente de zero 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

43. Considere uma reacção genérica em que os reagentes D e G transformam-se no produto J. A cinética dessa reacção pode ser estudada a partir do gráfico abaixo que representa a entalpia de reagentes e produtos, bem como das espécies intermediárias formadas durante o processo. No gráfico, estão representados os caminhos da reacção na presença e na ausência de catalisador.

Um aluno ao analisar esse gráfico fez algumas afirmações a respeito da reacção: D + G → J:

1. z representa a variação de entalpia (∆H) dessa reacção.
2. y representa a energia de activação dessa reacção na presença de catalisador.
3. x + z representa a energia de activação dessa reacção na ausência de catalisador.
4. Essa reacção corresponde a um processo endotérmico.

Estão correctas apenas as afirmações:

1. A. I e II
2. B. I e III
3. C. II e III
4. D. II e IV
5. E. I, II e IV

RESOLUÇÃO

Para resolvermos correctamente este exercício, temos que definir alguns conceitos básicos.

⦁ Variação de entalpia (∆H) é a medida da quantidade de calor libertada ou absorvida numa reacção química a pressão constante.

∆H = ∑H_produtos  –  ∑H_reagentes

Portanto, a variação de entalpia corresponde à diferença entre o conteúdo energético dos produtos e reagentes.

⦁ Energia de activação (E_a) – é a menor quantidade de energia (energia mínima) que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo activado e, consequentemente, para a ocorrência da reacção.

A energia de activação corresponde à diferença entre a energia do complexo activado e a energia dos reagentes:

E_a = energia do complexo activado (C_a) – energia dos reagentes (H_reagentes)

Agora vamos analisar o gráfico fornecido pelo exercício:

Portanto, temos:

D + G – são os reagentes e estes têm certa energia (H_reagentes);

J – é o produto e este também certa energia (H_produtos);

C_a1 – é o complexo activado da reacção sem catalisador;

C_a2 –  é o complexo activado da reacção com catalisador;

E_a1 – energia de activação da reacção sem catalisador;

E_a2 – energia de activação da reacção com catalisador;

Análise dos itens:

1. CORRECTO

Como se pode ver, o “z” representa a diferença entre a energia dos produtos e reagentes, o que corresponde à variação de entalpia (∆H) da reacção;

1. CORRECTO

A energia de activação corresponde à diferença entre a energia do complexo e a energia dos reagentes, tal como mostra o gráfico. Veja que o “x” também representa a energia de activação, mas veja que a energia de activação representada pelo “y” é bem que menor que aquela representada por “x” logo, o “y” representa sim a energia de activação da reacção na presença de catalisador (pois o catalisador diminui a energia de activação).

1. INCORRECTO

Note que o “y” está incluído na energia de activação representada por “x” e este “x” representa a energia de activação na ausência de catalisador, logo x + y é que representa a energia de activação na ausência de catalisador.

Ora, o “z” representa a entalpia da reacção (∆H), porém, a energia de activação é a diferença entre a energia do complexo activado e a ENERGIA DOS REAGENTES (H_reagentes).

1. INCORRECTA

Veja que pelo gráfico, notamos que a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes, ainda assim:  Sabe-se que a variação de entalpia (∆H) de uma reacção é dada por: ∆H = ∑H_produtos  –  ∑H_reagentes .

Assim, se o somatório das entalpias dos produtos (∑H_produtos) é menor significa que a diferença:

∑H_produtos  –  ∑H_reagentes  será um valor negativo.

Logo, teremos: ∑H_produtos <  ∑H_reagentes ⇒   ∑H_produtos –   ∑H_reagentes < 0   ⇒ ∆H < 0.

Mas também, podemos analisar os perfis dos seguintes gráficos:

Portanto, a reacção é exotémica (trata-se de um processo exotérmico).

Conclusão: itens correctos: I e II.

Resposta: alternativa: A

44. Das alternativas apresentadas abaixo, qual pode aumentar a quantidade de O₂no equilíbrio traduzido pela reacção: 2 NO_(g)+ O_2(g) ⇌ 2 NO_2(g)    ∆H < 0.

A Adição de NO ao sistema

B Remoção de NO₂ do sistema

C Aumento da temperatura

D Diminuição do volume, ou seja, aumento da pressão.

E Adição de um catalisador ao sistema.

RESOLUÇÃO

Vamos escrever a equação da reacção em equilíbrio:

2 NO_(g) + O_2(g) ⇌ 2 NO_2(g)   ∆H < 0

Por se tratar de uma reacção em equilíbrio, para que possamos aumentar a quantidade de O₂ temos que deslocar o equilíbrio à esquerda. Então vamos analisar cada alternativa.

A INCORRECTA

A equação da reacção mostra-nos que NO é um reagente (na reacção directa), assim, se aumentarmos a concentração de NO, o equilíbrio irá se deslocar para a direita e com isso haverá o consumo de NO e de O₂, portanto, a quantidade de Oxigénio irá diminuir.

B INCORRECTA

O NO₂ é um produto, a sua remoção fará com que o equilíbrio se desloque para a direita justamente para repor as quantidades de NO₂ que terão sido removidas.

C CORRECTA

A variação de entalpia (∆H) da reacção é menor do que zero logo a reacção directa é exotérmica, consequentemente a reacção inversa é endotérmica. Para facilitar a compreensão vamos escrever de forma separada as equações das reacções directa e inversa.

Reacção directa: 2 NO_(g) + O_2(g) → 2 NO_2(g)     ∆H < 0 (reacção exotérmica)

Reacção inversa: 2 NO_2(g) → 2 NO_(g) + O_2(g)    ∆H > 0 (reacção endotérmica)

Ora, num sistema em equilíbrio, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reacção endotérmica. Neste caso na reacção inversa (que é endotérmica) o O₂ é o produto, assim, se aumentarmos a temperatura o equilíbrio deslocar-se-á no sentido de formar mais NO e O₂, portanto, as quantidades de NO e O₂ irão aumentar.

D INCORRECTA

O aumento da pressão num sistema em equilíbrio desloca o equilíbrio no sentido de menor quantidade de matéria (menor volume). Vejamos:

2 NO_(g) + O_2(g) ⇌ 2 NO_2(g)

∑coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos: 2 mol NO + 1 mol O₂ = 3 mol de reagentes

∑coeficientes estequiométricos dos produtos gasosos: 2 mol NO₂

Como se vê, o lado onde temos a menor quantidade de matéria é o lado direito, logo, o aumento da pressão irá provocar o deslocamento de equilíbrio para a direita favorecendo o consumo de NO e O₂, portanto, a diminuição da quantidade de Oxigénio.

E INCORRECTA

O Catalisador não afecta os sistemas em equilíbrio visto que este aumenta igualmente as velocidades das reacções directa e inversa, fazendo com que o estado de equilíbrio seja alcançado rapidamente.

Resposta: alternativa: C

45. Um mol de hidrogénio é misturado com um mol de iodo num recipiente de um litro a 500^oC, onde se estabelece o equilíbrio H_2(g)+ I_2(g) ⇌ 2 HI_(g). Se o valor da constante de equilíbrio (K_c) for 49, a concentração de HI no equilíbrio em mol/litro será de:

A 1/9

B 14/9

C 2/9

D 7/9

E 11/9

RESOLUÇÃO

Uma vez tendo o valor da constante de equilíbrio (K_c = 49) e as quantidades iniciais dos reagentes o que será feito primeiro é calcular as concentrações 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, pois é um produto e ainda não se formou nada;
• Consideramos “-x” as variações da concentração de H₂e I₂, pois estes são consumidos durante a reacção e pela equação da reacção temos 1 mol de H₂e 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.

Escrever a expressão da constante de equilíbrio e substituir os dados:

Na última expressão podemos aplicar a raíz quadrada em ambos os lados para simplicarmos esta expressão:

Então a concentração de HI no equilíbrio é:

 [HI] = 2x ⇒ [HI] = 2 · 7/9 ⇒ [HI] = 14/9 mol/L

Resposta: alternativa: B

46. O deslocamento para a esquerda, do equilíbrio 2 H_2(g)+ O_2(g) ⇌ 2 H₂O_(g), provoca:

A Aumento da concentração de H₂O_(g)

B Diminuição da concentração de H_2(g)

C Diminuição da concentração de O_2(g)

D Aumento da concentração de H_2(g)

E Manutenção da concentração de H₂O_(g)

RESOLUÇÃO

Vamos escrever a equação da reacção em equilíbrio:

2 H_2(g) + O_2(g) ⇌ 2 H₂O_(g)

Neste sistema em equilíbrio, o deslocamento do equilíbrio para a esquerda vai provocar a diminuição da concentração de H₂O, pois a reacção que estará a se processar será a reacção inversa (na qual H₂O é o reagente), consequentemente as concentrações de H₂ e O₂ irão aumentar visto que estas substâncias estarão a ser formadas.

Resposta: alternativa: D

47. Dados os equilíbrios químicos abaixo:
48. 2 O_3(g)⇌3 O_2(g)
49. H₂O_(g)+ C_(s)⇌ H_2(g) + CO_(g)
50. 4 NH_3(g)+ 5 O_2(g)⇌ 4 NO_(g) + 6 H₂O_(g)
51. Cl_2(g)⇌2 Cl­_(g)
52. CaCO_3(s)⇌CaO_(s) + CO_2(g)

Em quais destes equilíbrios a compressão (redução do volume do reactor) favorece a reacção directa?

A I, III e IV

B II e IV

C I e IV

D Todos

E Nenhum

RESOLUÇÃO

Primeiro vamos definir os conceitos de reacção directa e reacção inversa.

A reacção que ocorre da esquerda para a direita, ou seja, no sentido de formação dos produtos é designada de reacção directa e a reacção que se processa no sentido contrário, isto é, da direita para a esquerda (sentido de formação de reagentes) recebe o nome de reacção inversa.

Agora recordemos que a pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais à temperatura constante, o que significa que a diminuição do volume implica o aumento da pressão e vice-versa. No caso deste exercício diz-se que há redução do volume, portanto, ocorre o aumento da pressão, por isso analisaremos cada um dos itens olhando para o aumento 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 variação da pressão no deslocamento do 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 do 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:

1. 2 O_3(g)⇌3 O_2(g)

⦁ Número de moles dos produtos gasosos: 3 mol O₂

⦁ Número de moles dos reagentes gasosos: 2 mol O₃

Como se pode ver temos menor quantidade de matéria no lado dos reagentes, logo, o equilíbrio irá se deslocar no sentido inverso, ou seja, no sentido da reacção inversa (formação de O₃).

1. H₂O_(g)+ C_(s)⇌ H_2(g) + CO_(g)

⦁ ∑coeficientes dos estequiométricos dos produtos gasosos [∑n(produtos)]: 1 mol H₂ + 1 mol CO = 2 mol

⦁ ∑coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos [∑n(reagentes)]:  1 mol H₂O = 1 mol

Portanto, ∑n(produtos) > ∑n(reagentes) ⇒ Desloca-se para esquerda, sentido da reacção inversa.

1. 4 NH_3(g)+ 5 O_2(g)⇌ 4 NO_(g) + 6 H₂O_(g)

⦁  ∑ Coeficientes estequiométricos dos produtos gasosos [∑n(produtos)]: 4 mol NO + 6 mol H₂O = 10 mol

⦁ ∑ Coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos [∑n(reagentes)]:  4 mol NH₃ + 5 mol O₂ = 9 mol

Portanto, ∑n(produtos) > ∑n(reagentes) ⇒ Desloca-se para esquerda, sentido da reacção inversa.

1. Cl_2(g)⇌2 Cl_(g)

⦁ ∑ Coeficientes estequiométricos dos produtos gasosos [∑n(produtos)]: 2 mol Cl = 2 mol

⦁ ∑ Coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos [∑n(reagentes)]:  1 mol Cl₂ = 1 mol

Portanto, ∑n(produtos) > ∑n(reagentes) ⇒ Desloca-se para esquerda, sentido da reacção inversa.

1. CaCO_3(s)⇌CaO_(s) + CO_2(g)

⦁ ∑ Coeficientes estequiométricos dos produtos gasosos [∑n(produtos)]: 1 mol CO₂ = 2 mol

⦁ ∑ Coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos [∑n(reagentes)]: 0 mol

Portanto, ∑n(produtos) > ∑n(reagentes) ⇒ Desloca-se para esquerda, sentido da reacção inversa.

Resposta: alternativa: E

48. Ao analisar um determinado sumo de tomate, um técnico determinou que sua concentração de hidrogénio é igual a 0,001 mol/L. O pH desse sumo de tomate é:

A 2

B 3

C 4

D 9

E 11

RESOLUÇÃO

Dado: [H⁺] = 0,001 mol/L ou [H⁺] = 1 ∙ 10^-3 mol/L

Pedido: pH = ?

O pH pode ser calculado através da seguinte fórmula: pH = – log[H⁺]

pH = – log[H⁺]

pH = – log(1 ∙ 10^-3)

pH = – (log 1 + log 10^-3)

pH = – (0 – 3)

pH = 3

Resposta: alternativa: B

49. Para preparar 1,2 litros de solução 0,4 M de HCl, a partir do ácido concentrado (16 M), o volume de água, em litros, a ser utilizado será de:

A 0,03

B 0,47

C 0,74

D 1,03

E 1,17

RESOLUÇÃO

Este exercício trata da diluição, que consiste na adição de um solvente a uma solução com a finalidade de reduzir a sua concentração. Primeiro teremos que calcular o volume inicial, ou seja, o volume da solução concentrada (16 M) que foi usado na diluição e por fim o volume da água tal como pede o exercício.

Resposta: alternativa: E

50. Na temperatura ambiente, a constante de ionização do ácido acético é 1,80 x 10^-5.Qual é a molaridade da solução onde o ácido se encontra 3% dissociado?

A 2,00 x 10^-2 molar

B 3,00 x 10^-2 molar

C 5,82 x 10^-4 molar

D 5,40 x 10^-5 molar

E 6,00 x 10^-7 molar

RESOLUÇÃO

Dados:

α = 3%

K_a = 1,8 x 10^-5.

Pedido: Calcular a concentração molar ou molaridade (M) = ? 

Visto que α < 5%, ou seja, 3% < 5%, significa que o ácido é fraco pelo que a constante de dissociação do ácido pode ser calculada através da seguinte expressão:

K_a = M · α²

O grau de dissociação ou ionização (α) é de 3% e a constante de ionização do ácido é 1,8 x 10^-5.

Atenção ao facto de que “α” não pode ser usado em termos percentuais sendo por isso necessário dividir o valor dado em termos percentuais por 100%:

α  = 3% / 100%  ⇒  α = 0,03 ou α = 3 ∙ 10^-2

A partir da fórmula do cálculo da constante de ionização do ácido vamos isolar a concentração molar M.

Na última expressão podemos substituir os dados e realizar os devidos cálculos:

Resposta: alternativa: A