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Gabarito 1o. bim química

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Gabarito 1o. bim química

  1. 1. Pré-vestibular Química 1º bimestre © Módulo 1 CoNCEIToS FuNdAMENTAIS Gabarito 1a Parte – Conceitos Fundamentais 1. E 2. B 3. D 4. C. O frasco I contém apenas água, sendo uma substância pura. O frasco II contém 2 substâncias polares, sendo miscíveis. A mistura existente é, portanto, homogênea. O frasco III contém 2 substâncias, sendo 1 polar e outra apolar, logo imiscíveis. A mistura existente é, portanto, heterogênea. 5. C. Durante as transformações de fase não há alteração de temperatura. No gráfico, o 1o patamar é referente ao ponto de fusão e o 2o, ao ponto de ebulição. 6. D 7. A 8. B. O bronze é uma liga metálica, ou seja, uma mistura de metais. O gelo seco é o nome vulgar no CO2, logo, é uma substância composta. O diamante é uma forma do carbono, logo, é uma substância simples. 9. B. As misturas não possuem pontos de fusão e ebulição definidos. As misturas azeotrópicas são um tipo de mistura onde a temperatura de ebulição é definida. As misturas eutéticas são um tipo de mistura onde a temperatura de fusão é definida. 10. D 2a Parte – Estrutura atômica 1. C 2. A Química 1 Curso pH
  2. 2. 3. B 4. s elétrons emitem energia na forma de luz (amarela, no caso do sódio) quando saem do estado exO citado e retornam ao estado fundamental. 5. B Item II: O que diferencia os átomos é o número de prótons que ele possui. Logo, o número atômico é igual ao número de prótons. Item III: O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons e de nêutrons. 6. Pois deutério apesar de possuir 1 próton, a sua massa atômica é 2 u. A. 7. D 8. D 9. Portanto: possuem o mesmo número de massa e números atômicos diferentes, portanto são ISÓBAROS. 10. D 11. C. (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Cu Z = 29) 12. E 13. D. Foram preenchidos os níveis K(1s2), L(2s2 2p6) M(3p6 3d5) e N(4s2) 14. D Curso pH 2 Química
  3. 3. 15. E. Um orbital só se completa quando os demais tiverem pelo menos 1 elétron. 16. D 17. D n=4 Nível N 5 orbitais d l=2 4o orbital m = +1 1 spin s= 2 18. A 19. C X20 x+2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 perde 2 elétrons mais externos (4s2) 20. II e III são falsas, pois é o número de massa que corresponde à soma do número de prótons com B. o de nêutrons. © Módulo 2 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS Gabarito Classificação Periódica dos Elementos 1. a) Hélio, neônio e flúor. b) Porque ocorre um aumento da força de atração do núcleo sobre os elétrons. 2. Em um grupo o raio aumenta de cima para baixo porque há um aumento do número de camadas. A. 3. C I. Falsa. Tem menor raio porque possui menos camadas. II. Falsa. O PI é alto porque estão estáveis. III. Verdadeira. 4. A. Possui o menor raio. 5. Corretas: B e C a) Falsa, pois seria 4s2 4p2. b) Verdadeira c) Verdadeira d) Falsa, pois seria maior que a do gálio e menor que a do arsênio. e) Falsa, pois seria menor que a do criptônio. 6. C. 7. 8. Os halogênios terminam a distribuição em p5. D. 9. A 10. C 11. Quanto menor o raio, maior é a força de atração do núcleo sobre os elétrons consequentemente C. maior é o potencial de ionização. 12. E. O frâncio é radioativo. Química 3 Curso pH
  4. 4. 13. E. Terminando a distribuição eletrônica em 7p5. 14. O selênio possui raio menor (maior carga nuclear) 15. C. O raio atômico diminui ao longo de um período porque há um aumento da carga nuclear. 16. C. Após a perda de 1 elétron o átomo perde uma camada. 17. Como todos são isoeletrônicos estes possuem a mesma distribuição (1s2 2s2 2p6) e o mesmo núC. mero de camadas (3) portanto aquele que possuir o maior número de prótons terá o menor raio. 18. a) Na (sódio) e Mg (magnésio) b) Ne (neônio) 19. D. (5s2) 20. D A = p + n 79 = p + 45 p = 34 X e Y Grupo 16 © Módulo 3 LIGAÇÕES QUÍMICAS GABARITO 1. E a) I (iodo) b) Os (ósmio), Ir (Irídio), Pt (Platina) c) O (Oxigênio) d) As (Arsênio) e) In (Índio) f) Na (Sódio) 2. . A ligação de hidrogênio se apresenta por uma ligação entre átomos de H (hidrogênio) com F C (flúor), O (Oxigênio) ou N (Nitrogênio), o que ocorre no composto CH3CH2OH. 3. E. Essa interação se caracteriza pela ligação entre átomos de H com átomos de F, O, N. 4. A ponte de hidrogênio é uma interação muito forte, o que faz com que seja mais difícil romper a B. ligação. Por isso o ponto de ebulição da água é anômalo. 5. D. Porque tanto o CH4 quanto o C2 possuem momento dipolar resultante igual a zero. 6. E sucos de frutas são misturas nas quais o principal componente é a água (solvente polar), na Os qual substâncias polares (com muitos grupos — OH, — NH2, etc.) são solúveis: I e IV. Margarinas apresentam, como principais constituintes, lipídeos que apresentam moléculas pouco polares. Esses materiais dissolvem outras substâncias pouco polares com longas cadeias de hidrocarbonetos (... — CH2 — CH2 — CH3): II e III. 7. B Curso pH Compostos Apolares (“semelhante dissolve semelhante”). 4 Química
  5. 5. 8. E 9. O fato da molécula da água ser polar indica que ela faz interações mais fortes que a molécula de C. CO2, que é apolar. Quanto mais forte a interação, maior o ponto de ebulição. 10. Isso não ocorre, por exemplo, no caso do CO2, que possui ligação covalente polar entre os átomos A. de C e O. Entretanto, a molécula é apolar, pois o momento dipolar resultante é igual de zero. 11. A 12. A. A Na B C A+1B–1 AB – Caráter Iônico 13. RaF2, ligação iônica. 14. Pois quando o H (hidrogênio) se liga ao N (nitrogênio), O (oxigênio) ou F (flúor), há a fomação da A. ligação de hidrogênio. 15. E 16. a) o caso representado pela Figura 1 ocorre formação de ligação hidrogênio entre as hidroxilas N da celulose e os grupamentos auxocromos ligados aos cromóforos. Já no caso representado pela Figura 2 ocorre a formação de ligação covalente polar entre um dos cromóforos e as hidroxilas da celulose. b) A ligação covalente polar é mais forte que a ligação hidrogênio. 17. Silício (Si). Número de elétrons no nível mais energético: 4. 18. Ligação covalente polar. Apresenta diferença de eletronegatividade (D = 2,5 – 1,8 = 0,7) maior do que zero e menor do que 1,7. 19. a) endo o CC4 uma molécula apolar, apresentará força de Van der Waals, enquanto a H2O apresenS ta ligações de hidrogênio. Assim, o CC4 é a substância de menor ponto de ebulição. b) omo temos a mesma massa de H2O e de CC4, e como VH2O VCC4, deduz-se que a densidade C do CC4 é maior do que a da água, já que, d = 20. ligação entre o átomo de carbono e o átomo de hidrogênio é covalente polar (Den = 0,4; menor que A 1,7 e diferente de zero), contudo, o momento dipolar é igual a zero, logo a molécula é apolar. © Módulo 4 Hibridação e número de oxidação GABARITO 1. C. Os números de oxidação do cromo nas substâncias apresentadas são: 1) CrC3 (+3) 2) CrO3 (+6) Química 5 Curso pH
  6. 6. 3) Cr2O3 (+3) 4) K2CrO4 (+6) 5) K2Cr2O7 (+6) Por não apresentarem o cromo com Nox igual a+6, não seriam potencialmente cancerígenos os compostos 1 e 3. 2. A 3. 8 ligações sigma e 1 ligação pi 4. D. A ligação H — C contribui com –1 para o nox do carbono. A ligação C = O contribui com +2 para o nox do carbono. Como na molécula do formol há 2 ligações do tipo H — C e uma do tipo C = O, temos como nox do carbono o somatório: nox = (–1 × 2) + 2 nox = 0 carbonos que realizam 1 ligação π e 3 ligações σ possuem hibridação do tipo sp2. Os 5. A. 6. 7. a) sp3 e sp2 b) 109º28’ e 120º c) tetraédrica e trigonal plana d) 7 sigmas e 1 pi e) 8. I. geometria da molécula da água é angular, sendo, o ângulo, por volta de 105º. Porém, a hibridaA ção do oxigênio é sp3. II. As ligações da água são polares. 9. Apresenta 28 ligações σ: – É um hidrocarboneto insaturado. Os carbonos 3 e 4 apresentam hibridação sp2 e sp3, respectivamente. – carbonos sp2 fazem 3 ligações σ e 1 ligação π e os carbonos sp3 fazem 4 ligações do tipo σ. Os Apresenta cadeia aberta e homogênea. – Curso pH 6 Química
  7. 7. 10. B. 11. A. 12. A. 13. Os carbonos sp3 realizam 4 ligações do tipo σ. Os carbonos sp2 realizam 3 ligações do tipo σ e 1 ligação do tipo π. Os carbonos sp realizam 2 ligações do tipo σ e 2 ligações do tipo π. 14. 15. 16. Aproximação frontal é realizada pelo união de dois orbitais atômicos, formando um orbital molecular sigma. Logo, 7 (sete) ligações. 17. ligação covalente é o compartilhamento de elétrons, que ocorre a partir da sobreposição dos orbiA tais moleculares com elétrons desemparelhados/livres. 18. Q uanto mais eletronegativo o átomo ligado ao carbono, mais ele “puxa” o elétron. Assim, o nox ao carbono fica positivo. Q uando o átomo ligado ao carbono é mais eletropositivo que ele, o carbono fica com nox negativo, pois atrai o elétron mais para si. Química 7 Curso pH
  8. 8. 19. valores mais comuns para o Nox do Ferro são 2+ e 3+. O Fe3O4 se trata de um óxido misto, Os que é formado pela união de outros dois ou mais óxidos. No caso do Fe3O4, são o FeO (Nox = 2+) e o Fe2O3 (Nox = 3+). O Fe3O4 possui 3 átomos de ferro sendo um com Nox 2+ e dois com Nox 3+. O valor + é uma média . 20. soma algébrica dos números de oxidação dos elementos de uma substância sem carga é igual a zero. A © Módulo 5 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA – 1a parte GABARITO 1. E 2. B 3. E 4. E 5. B LiOH é uma base que neutraliza o CO2 6. 7. a e b) Sulfato de alumínio [A2(SO4)3] Hipoclorito de sódio [NaCO] Hipoclorito de cálcio [Ca(CO)2] c) C2 (cloro gasoso) 8. a) Sulfato de cromo III b) [Ne] 3s2 3p4 c) Cr2(SO4)3 e K2SO4 d) Todas são compostas. 9. H2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2 H2O intensidade diminui devido à formação de um sal insolúvel e aumenta com o aumento dos íons A provenientes da base. 10. A Curso pH 8 Química
  9. 9. 11. 1o foguete: cloreto de sódio; 2o foguete: cloreto de cobre I; 3o foguete: carbonato de estrôncio; 4o foguete: alumínio. 12. a) KBr; brometo de potássio. b) 26Fe: [Ar] 4s2 3d6 13. a) +5 b) NH4NO3 14. A 15. B NH3 + HC NH4C 16. B 3HC + A(OH)3 AC3 + 3 H2O 17. CrO3 CrO3 + 2NaOH Na2CrO4 + H2O 18. C. Como todos são isoeletrônicos estes possuem a mesma distribuição (1s2 2s2 2p6) e o mesmo número de camadas (3) portanto aquele que possuir o maior número de prótons terá o menor raio. 19. 20. © Módulo 6 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA – 2a parte Gabarito 1. B 2. 3. 4. K2O (óxido de potássio) K2O2 (peróxido de potássio) 5. C 6. C Química 9 Curso pH
  10. 10. 7. B (óxido salino) 8. ZnO é um óxido anfótero. Assim sendo, reage com ácidos fortes e bases fortes. Por exemplo: ZnO + 2 HC ZnC2 + H2O ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O 9. B 10. C 11. C Fe2O3 + 6 HNO3 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O 12. C A equação química que representa a reação entre CaO e a água do solo é: Ca(OH)2 II. CaO + H2O A representação do processo de neutralização entre o Ca(OH)2 e os íons H+ é: Ca2+ + 2 H2O III. Ca(OH)2 + 2 H+ 13. Classificação quanto ao: • Tipo de Ligação Química: – Óxido Metálico: ΔE ≥ 1,7 – Óxido Covalente: ΔE 1,7 • Comportamento em H2O: – Óxidos Básicos: reagem em presença de H2O formando uma Base. – Óxidos Ácidos: reagem em presença de H2O formando um Ácido. – Óxidos Neutros: não reagem em presença de H2O. 14. E CrO3 + H2O H2CrO4 2 CrO3 + H2O H2Cr2O7 15. questão afirma que se trata de um óxido metálico, logo a diferença de eletronegatividade entre o A oxigênio e o elemento X deve ser ≥ 1,7. Além deste fato, a solução é básica, já que apresenta coloração avermelhada em presença de fenolftaleína, se tratando de um óxido básico. única alternativa que apresenta o elemento que no lugar do X forma um óxido básico, é a A letra D. 16. CaO, pois também é um óxido básico e seu metal pertence a mesma família do Magnésio (Mg), a família 2. 17. Como estamos tratando de um ambiente não poluído, devemos pensar em um anidrido que está A. presente normalmente na atmosfera. CO2 + H2O H2CO3 18. TUBO 1 – SO2 TUBO 2 – Na2O Letra B, pois SO2 é um óxido ácido, logo uma solução aquosa desse óxido possui características ácidas. Na2O é um óxido básico, logo uma solução aquosa desse óxido possui caráter básico. 19. A classificação desse composto (NO) é óxido neutro e, por essa razão, ele não reage com água, A. base, ou ácido. 20. B. Pois: Curso pH 10 Química
  11. 11. © Módulo 7 FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA – 3a parte GABARITO 1. C; o NH4OH é uma base volátil. 2. a) chá-mate deve conter uma ou mais substâncias que atuam como indicador ácido-base. A adição O de suco de limão acidificou a solução e provocou a mudança de cor do indicador. b) adição de uma base neutralizará o ácido, fazendo com que o meio deixe de ser ácido e o indicaA dor retorne à coloração inicial. 3. a) NH3(g) + H2O() NH4OH(aq) + NH4OH(aq) NH 4(aq) + OH–(aq) b) O amoníaco é gasto ao reagir com a gordura. 4. D, formou um sal ácido. 5. a) Mg2+ Ca2+ K+ Mg2+ possui menos camadas e entre Ca2+ e K+, o Ca2+ possui maior carga nuclear logo tem o menor raio iônico. b) c) K2HPO4, CaHPO4, MgHPO4 d) K metais alcainos metais alcalinoterrosos. e) Mg 6. 7. E 8. E 9. A 10. 11. a) C5H11COOH + NaHCO3 b) CO2 C5H11COONa + H2O + CO2 12. a) Apenas um; hidrogênios ionizáveis são aqueles que estão ligados a átomos de oxigênio. b) H3PO2 + NaOH NaH2PO2 + H2O 13. D Química 11 Curso pH
  12. 12. 14. C 15. B 16. A 17. Não CaCO3 + 2 HC CaC2 + H2O + CO2 (cloreto de cálcio) 18. C 19. Em C há formação de gás tornando o sistema mais leve. Em B há formação de um sólido mais pesado que o ferro. Deve-se adicionar massa em A e retirar em D. 20. a) b) Clorato de alumínio Curso pH 12 Química
  • MazzoniCoelho

    Sep. 21, 2016
  • lalasimoess

    Mar. 9, 2015

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