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© Porto Editora
Teste de Avaliação de Química
Física e Química A
11.⁰ Ano de Escolaridade
Teste Global
Duração do Teste: 90 minutos
VERSÃO 1
O teste inclui uma tabela de constantes, um formulário e uma Tabela Periódica. As cotações dos itens encontram-se no final do enunciado do teste.
Tabela de constantes
Constante de Avogadro 23 1
A 6,02 10 molN
Volume molar de um gás (PTN) 3 1
m 22,4 dm molV
Produto iónico da água (a 25 °C) 14
w 1,0 10K
Formulário
Quantidade de matéria e massa molar
n – Quantidade de matéria m – Massa M – Massa molar
mn
M
Número de entidades e constante de Avogadro
N – Número de entidades n – Quantidade de matéria
AN – Constante de Avogadro AN n N
Volume e volume molar de um gás
V – Volume n – Quantidade de matéria
mV – Volume molar mV n V
Massa volúmica
– Massa volúmica
m – Massa V – Volume
m
V
Concentração de solução
c – Concentração de solução
n – Quantidade de matéria de soluto V – Volume de solução
nc
V
Rendimento de uma reação química
% – Rendimento
obtidon – Quantidade de produto obtido
previston – Quantidade de produto prevista
obtido
previsto
% 100n
n
pH de uma solução
3H O – Concentração hidrogeniónica
3pH log H O
Produto iónico da água
3 eH O – Concentração hidrogeniónica
eOH – Concentração do anião hidróxido
w 3 e eH O OHK
Grupo I
O amoníaco, NH3, matéria-prima essencial no fabrico de adubos químicos, pode ser obtido
industrialmente a partir de di-hidrogénio e dinitrogénio na presença de um catalisador, em
condições de pressão e temperatura constantes e em sistema fechado. A equação química que
traduz a reação química associada a este processo, designado por processo de Haber-Bosch, em
homenagem aos químicos alemães Haber e Bosch que o desenvolveram no início do século XX, é:
2 2 3N g 3 H g 2 NH g
O gráfico representado na figura 1 traduz a variação do valor da constante de equilíbrio, Kc, para
esta reação química, em função da temperatura, T, e o gráfico da figura 2 representa uma das
possíveis evoluções das concentrações dos componentes de uma mistura reacional, em função do
tempo, num recipiente fechado de capacidade 1,00 dm3, a temperatura constante, contendo
inicialmente N2(g) e H2(g).
Figura 1 Figura 2
1. De acordo com os dados fornecidos pelo gráfico da figura 1, selecione a afirmação verdadeira.
(A) Esta reação de formação de NH3 é exotérmica.
(B) A reação de produção do amoníaco é tanto mais extensa quando maior for a temperatura.
(C) O aumento da pressão favorece a produção de NH3.
(D) O aumento da temperatura aumenta o rendimento da reação.
2. Determine o valor da constante de equilíbrio da reação inversa ( '
cK ) da reação de síntese do
amoníaco à temperatura de 800 K e compare a extensão da reação direta e inversa com base
nos valores de cK e '
cK , respetivamente.
3. Considere o gráfico da figura 2.
3.1. Calcule o rendimento desta reação de síntese do amoníaco.
Apresente todas as etapas de resolução.
3.2. Selecione a opção que apresenta a comparação entre os valores do quociente da reação,
Qc, e da constante de equilíbrio, Kc, no instante em que o valor da concentração do
produto é igual à de um dos reagentes, supondo que se mantém a temperatura no
decorrer da reação.
(A) c cQ K
(B) c cQ K
(C) c cQ K
(D) Não é possível comparar.
3.3. O processo industrial de síntese do amoníaco, para se tornar economicamente rentável e
para garantir as necessárias condições de segurança durante a sua produção, obedece a
determinadas condições relacionadas com temperatura, pressão e uso de catalisadores.
Selecione a opção que contém os termos que completam, sequencialmente, os espaços
seguintes, de modo a obter uma afirmação correta.
O rendimento da reação de formação do amoníaco irá _______ quando, a este sistema
inicialmente em equilíbrio químico, se provocar _______ da pressão e/ou _______ da
temperatura.
(A) diminuir … um aumento … uma diminuição
(B) aumentar … um aumento … uma diminuição
(C) aumentar … uma diminuição … um aumento
(D) diminuir … uma diminuição … uma diminuição
4. É possível comparar reações químicas do ponto de vista da química verde (QV) tendo em conta
fatores como a produção de resíduos ou produtos indesejados ou a opção por reagentes e
processos mais ou menos poluentes.
Relativamente ao processo de síntese do amoníaco, selecione a opção que identifica o
processo que mais se aproxima das preocupações da QV, enunciadas no parágrafo anterior.
(A) Produção do H2 a partir do metano.
(B) Produção do H2 a partir do carvão.
(C) Obtenção do H2 a partir da água.
(D) Obtenção do H2 a partir do amoníaco.
Grupo II
A água é uma das substâncias mais importantes para a garantia de vida do planeta, sendo o valor
de pH um dos parâmetros a considerar na avaliação da sua qualidade. O aumento do nível de
dióxido de carbono atmosférico é uma ameaça à qualidade da água, sendo responsável,
nomeadamente, pela cada vez mais acentuada acidificação dos oceanos. A emissão acrescida
para a atmosfera de outros compostos gasosos contendo enxofre e nitrogénio é responsável pela
chuva ácida, com efeitos ambientais que obrigam à adoção de medidas urgentes restritivas da
queima de combustíveis fósseis.
1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.
A água é quimicamente neutra quando…
(A) … não possui óxidos de enxofre e/ou de nitrogénio dissolvidos.
(B) … não possui óxidos de enxofre dissolvidos.
(C) … o valor do seu pH é igual a 7.
(D) … a concentração de H3O+ é igual à concentração de OH–.
2. Selecione a opção que representa a reação química referenciada no texto responsável, pela
acidificação da água do mar.
(A) 2 2 2 3CO aq H O H CO aq
(C) 2 2 2 3NO aq H O H NO aq
(B) 2 2 2 3SO aq H O H SO aq
(D) 3 2 2 4SO aq H O H SO aq
3. Para estudar o efeito do dióxido de carbono no pH da água, um grupo de alunos realizou uma
atividade experimental usando iguais volumes de água gaseificada e água sem gás, de acordo
com o esquema de montagem da figura 3. O sistema é fechado, pelo que o gás libertado pelo
recipiente contendo a água com gás é conduzido por um tubo de vidro para o recipiente
contendo a água sem gás. O gráfico da figura 4 representa a variação do pH em função do
tempo, medido no medidor de pH digital em contacto com a água com gás. Os valores
registados nos dois medidores de pH dizem respeito aos valores medidos no instante inicial.
Figura 3 Figura 4
3.1. Determine a variação do valor da concentração em iões H3O+ presentes na água
gaseificada decorridos 100 min do início da atividade.
3.2. Selecione o gráfico que melhor corresponderá à variação do pH da água sem gás, em
função do tempo.
(A)
(B)
(C)
(D)
3.3. A equação química seguinte traduz a produção de iões hidrogeniónicos a partir do ácido
carbónico.
2 3 2 3 3H CO aq H O HCO aq H O aq
3.3.1. Selecione a opção que indica as duas espécies básicas de acordo com a definição
de Brönsted-Lowry.
(A) 2 3H CO ;
3HCO
(C) 3H O ;
3HCO
(B) 2H O ;
3H O
(D) 3HCO ;
2H O
3.3.2. Sabendo que o valor de Ka deste ácido, à temperatura a que se realizou a
atividade, é 74,4 10 , determine a concentração deste ácido na água inicialmente
sem gás, quando esta passa a apresentar, por efeito da adição de CO2, um valor
de pH igual a 5,9.
Considere, nos cálculos, e por aproximação, que a concentração em iões hidrónio
presentes nesta solução resulta apenas da primeira protólise deste ácido.
4. A chuva normal, embora ácida, não causa problemas ambientais, contudo, existem outros
gases poluentes, para além do responsável pela acidez normal da chuva, que reagem com
essa água, transformando-a em chuva ácida.
Elabore um pequeno texto no qual explore os seguintes tópicos:
Identificação dos gases responsáveis pelo pH da chuva normal e da chuva ácida.
Referência a dois problemas ambientais associados às chuvas ácidas.
Identificação de dois comportamentos humanos responsáveis pela emissão de gases
causadores das chuvas ácidas.
Grupo III
A um grupo de alunos apresentou-se o desafio de organizar uma série eletroquímica a partir da
realização de uma atividade laboratorial em que observaram reações entre metais e soluções
aquosas, de iguais concentrações, de sais contendo catiões de outros metais. Os alunos, que
optaram por estudar o comportamento dos metais ferro (Fe), zinco (Zn) e magnésio (Mg), numa
atividade laboratorial realizada em iguais intervalos de tempo e com as mesmas concentrações da
realizada em contexto escolar, confirmaram as suas previsões iniciais, elaborando a seguinte série
eletroquímica.
1. Complete a tabela seguinte, indicando as observações em falta identificadas pelas letras A e B.
Solução
Metal Fe2+ Mg2+ Zn2+
Fe Não reagiu A
Mg Reagiu B
Zn Reagiu Não reagiu
2. Qual foi a variação do número de oxidação do magnésio sólido quando reagiu com o catião Fe2+
em solução aquosa?
3. Selecione a opção que traduz a semiequação de oxidação do zinco metálico.
(A) 2Zn s 2 e Zn aq
(B) 2Zn s Zn aq 2 e
(C) 2Zn aq 2 e Zn s
(D) 2Zn aq Zn s 2 e
4. O ferro, utilizado em cascos de navios e tubagens, em contacto com a água, oxida-se muito
facilmente. Para proteger estas estruturas metálicas, utiliza-se uma técnica, designada por
proteção catódica, na qual um metal fortemente redutor é colocado em contato com aquele que
se deseja proteger (com maior poder oxidante).
Tendo em conta os resultados desta atividade laboratorial, justifique o facto de se usar,
frequentemente, para a proteção dos cascos de navios, o zinco, e para a proteção das
tubagens, o magnésio.
Grupo IV
A maioria das dissoluções de compostos sólidos em água são
endoenergéticas. Excetuam-se, nesta generalidade, alguns
sais, como o Li2SO4 ou o Ca(OH)2, cujas concentrações dos
iões aquosos diminuem com o aumento da temperatura.
Excetuam-se igualmente dissoluções que, dependendo dos
intervalos de temperatura em causa, podem ser endo ou
exoenergéticas. Deste último grupo faz parte o composto
Na2SO4.
O gráfico da figura 5 representa a variação da solubilidade de
dois sais com a temperatura.
1. Selecione a afirmação correta.
(A) Todas as substâncias cujas dissoluções são endoenergéticas apresentam curvas de
solubilidade iguais à que caracteriza o sal KNO3.
(B) Quanto maior for a temperatura, maior é a solubilidade do Na2SO4 em água
(C) À temperatura de 35 °C, a solubilidade do KNO3 é superior à do Na2SO4.
(D) No intervalo de 0 °C a 30 °C, a dissolução em água dos dois compostos representados na
figura é endoenergética.
2. Sabendo que a solubilidade é a massa de soluto máxima (em gramas) que se pode dissolver
por 100 mL de solvente, determine a massa máxima de Na2SO4 que é possível dissolver em
200 mL de água.
Comece por identificar, a partir da análise do gráfico, a temperatura mais favorável ao processo
de dissolução deste sal. (água= 1 g/mL )
Item de 10.º ano
3. Escreva a expressão que relaciona o valor da solubilidade do Na2SO4 com o valor do seu
produto de solubilidade (Ks) em água desionizada.
Comece por escrever a equação de dissociação do sal.
4. O hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, é um sal pouco solúvel em água ( 61,3 10sK , a 25 °C).
Selecione a opção que apresenta o procedimento correto com vista a aumentar a solubilidade
do hidróxido de cálcio presente numa solução aquosa saturada deste sal.
(A) Diminuir a temperatura da mistura.
(B) Adicionar uma solução aquosa de nitrato de cálcio, 3 2Ca NO .
(C) Agitar fortemente o sistema (sal e água).
(D) Adicionar água.
Figura 5
– COTAÇÕES –
Grupo
Item
Cotação (em pontos)
I 1. 2. 3.1. 3.2. 3.3. 4.
8 12 12 8 8 8 56
II 1. 2. 3.1. 3.2. 3.3.1. 3.3.2. 4.
8 8 12 8 8 12 12 68
III 1. 2. 3. 4.
8 8 8 12 36
IV 1. 2. 3. 4.
8 12 12 8 40
TOTAL
200
Critérios e propostas de resolução Física e Química A – Química 11.º ano
Teste Global
Grupo I
1. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (A)
Versão 2 – (B)
2. ................................................................................................................................... 12 pontos
Etapa A – Valor de cK e de '
cK a T = 800 K (6 pt)
25 10cK
' '
2
1 120
5 10c c
c
K KK
Etapa B – Comparação de cK com '
cK (6 pt)
Como à temperatura de 800 K o valor de '
cK é maior do que o valor de cK , a reação
inversa é mais extensa do que a reação direta a essa temperatura.
3.1. ................................................................................................................................... 12 pontos
Etapa A – Quantidade de 3NH obtida (3 pt)
0,113 1,00 0,113 moln
c n c VV
Etapa B – Identificação do reagente limitante (3 pt)
2 2
0,250 1,00 0,250 1,00(N ) 0,250; (H ) 0,0833
1 3
Dado que, relativamente aos coeficientes estequiométricos, o di-hidrogénio está presente em menor quantidade, o regente limitante é o di-hidrogénio.
Etapa C – Quantidade de NH3 previsto (3 pt)
De acordo com a estequiometria da reação:
2 3
2 previsto 3
previsto 3
3 mol de H ________ 2 mol de NH
0,250 mol de H ________ de NH
0,167 mol de NH
n
n
Etapa D – Rendimento (3 pt)
obtido
previsto
0,113% 100 % 100 % 67,7%
0,167
n
n
3.2. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (B)
Versão 2 – (A)
3.3. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (B)
Versão 2 – (D)
4. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (C)
Versão 2 – (B)
Grupo II
1. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (D)
Versão 2 – (B)
2. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (A)
Versão 2 – (D)
3.1. ................................................................................................................................... 12 pontos
Etapa A – Valor de 3H O
nos instantes 0 mint e 100 mint (6 pt)
0 mint
3,3 4 3
3H O 10 5,0 10 mol dm
100 mint
4,1 5 3
3H O 10 7,9 10 mol dm
Etapa B – Variação de 3H O
(6 pt)
5 4 4 3
3 3 3100 min 0 minH O H O H O 7,9 10 5,0 10 4,2 10 mol dm
t t
3.2. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (C)
Versão 2 – (B)
3.3.1. ................................................................................................................................ 8 pontos
Versão 1 – (D)
Versão 2 – (C)
3.3.2. ................................................................................................................................ 12 pontos
Etapa A – Valor de 3 e
H O
pH
3 3e e
5,9 6 3
3 e
pH log H O H O 10
H O 10 1,2 10 mol dm
Etapa B – Valor da concentração inicial do ácido
2 3 2 3 3
3
início
3 6
equil.
H CO aq H O HCO aq H O aq
(mol dm )
(mol dm ) 1,2 10
c y
c y
7 7 7,9 10 7,9 10
6 67
a 6
26
6
7
6 6
6 6
3 3e
3
e
2 3 e
6
1,2 10 1,2 104,4 10
1,2 10
1,2 101,2 10
4,4 10
1,2 10 3,3 10
3,3 10 1,2 10 4,
HCO H O
H CO
5 10 mol dm
Ky
y
y
y y
2 3
6 3
i4,5 10 mol H CO dm
4. ................................................................................................................................... 12 pontos
Tópico A
O gás responsável pela acidez natural da chuva ácido é o dióxido de carbono. Os gases
responsáveis pela chuva ácida são outros óxidos de não metais (óxidos de enxofre e de nitrogénio) capazes de formar ácidos fortes como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico.
Tópico B
Rápida oxidação de metais.
Destruição de monumentos calcários.
Destruição de florestas.
Perda de rendimento na produção agrícola.
(Ou outro correto)
Tópico C
Uso de combustíveis fósseis nos transportes.
Redução da libertação dos referidos gases pela indústria.
Grupo III
1. ................................................................................................................................... 8 pontos
A – Não reagiu
B – Reagiu
2. ................................................................................................................................... 8 pontos
n.o. 2 0 2
3. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (B)
Versão 2 – (C)
4. ................................................................................................................................... 12 pontos
Tópico A – Comparação do poder redutor (6 pt)
Foi comprovado, com a atividade laboratorial, que o Fe tem menor potencial redutor do que o Mg e do que o Zn.
Tópico B – Conclusão (6 pt)
Quanto maior for o poder redutor de um metal, maior será a facilidade em sofrer oxidação (em se oxidar). Dado que o zinco tem maior poder redutor do que o ferro, este pode ser usado na proteção da oxidação do ferro dos cascos de navios (pois reduz os catiões ferro a ferro sólido), e dado que o magnésio tem maior poder redutor do que o ferro, este pode ser usado na proteção da oxidação do ferro das tubagens (pois também reduz os catiões ferro a ferro sólido).
Grupo IV
1. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (D)
Versão 2 – (B)
2. ................................................................................................................................... 12 pontos
Etapa A – Leitura do gráfico (4 pt)
Da análise do gráfico, a solubilidade de 2 4Na SO é máxima à temperatura de 30 ºC e
tem o valor de 60 g / 100 g de água .
Etapa B – Massa de 2 4Na SO que é possível dissolver nos 200 mL de água (8 pt)
água água 200 mL 1 200 200 gm
m V mV
100 g de água _____ 60 g
200 g de água _____
60 200120 g
100
x
x
Em 200 mL de água, é possível dissolver 120 g de 2 4Na SO .
3. ................................................................................................................................... 12 pontos
Etapa A – Escrita da equação de dissociação (6 pt)
2H O 2
2 4 4Na SO s 2 Na aq SO aq
Etapa B – Solubilidade em função de sK (6 pt)
2 22 3 3
4e eNa SO 2 4s sK s s s s K
4. ................................................................................................................................... 8 pontos
Versão 1 – (A)
Versão 2 – (C)