Este documento fornece o gabarito de uma prova de Química do 1o bimestre. O gabarito resume as respostas corretas para questões sobre conceitos fundamentais da química, estrutura atômica, classificação periódica, ligações químicas e funções da química inorgânica.

1. Pré-vestibular
Química
1º bimestre
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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. 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. 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.
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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. 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
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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. 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. 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. 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. 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
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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. 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. 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. ©
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. 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