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ímica A u Q e Física 1.°

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A cópia ilegal viola os direitos dos autores. Os prejudicados somos todos nós.

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Índice

3

Testes Teste Diagnóstico

6

Proposta de Resolução do Teste Diagnóstico

11

Grelha de Registos do Teste Diagnóstico

13

Questões de Aula D1 SD1

16

Questões de Aula D1 SD2

18

Questões de Aula D2 SD1

20

Questões de Aula D2 SD2

24

Questões de Aula D2 SD3

26

Propostas de Resolução das Questões de Aula

28

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Instrumentos de Avaliação

Provas Globais Prova Global 1

34

Critérios específicos de classificação da Prova Global 1

38

Prova Global 2

41

Critérios específicos de classificação da Prova Global 2

46

Prova Global 3

49

Critérios específicos de classificação da Prova Global 3

53

Grelhas Grelha de avaliação das AL

56

Grelha de avaliação das AL + Relatório

57

Avaliação do trabalho investigativo em AL

58

Avaliação de apresentações em grupo/comunicações

58

Autoavaliação do trabalho em grupo

59

Grelha de avaliação de alguns aspetos de relatórios de atividades diversas

60

Lista de verificação de trabalho prático-laboratorial

61

Grelha de observação de aulas laboratoriais

62

Grelha de avaliação da resolução de exercícios e problemas

63

2

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Instrumentos de Avaliação

Todas as atividades em que o aluno intervém são designadas por atividades práticas e todas carecem de avaliação através de instrumentos adequados. Estas atividades poderão ser atividades práticas laboratoriais (AL), atividades de sala de aula, testes, trabalhos de projeto, apresentações de trabalhos envolvendo alguma investigação, aulas de campo, visitas de estudo e muitas outras. Não se pretende esgotar, aqui e neste momento, todas as considerações sobre a avaliação destas atividades, já que nem todas estão previstas no desenvolvimento programático desta disciplina. Nos planos de aula das diferentes unidades, na coluna Recursos, sugere-se o uso de grelhas de observação ou listas de verificação, apresentando-se alguns exemplos destes instrumentos de avaliação na parte final deste livro. Há, contudo, que refletir numa série de itens inerentes ao processo de avaliação, entendido como um processo globalizante e que convergirá, na sua parte final, para a atribuição de uma classificação. A avaliação deve: ■■

ser uma parte integrante do processo ensino-aprendizagem;

■■

ser uma atividade planeada e contínua;

■■

refletir os pressupostos intencionais do curriculum;

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ajudar os professores a ir ao encontro das suas necessidades individuais e a providenciar atividades apropriadas aos alunos; incluir não apenas “medida” mas também interpretação e julgamento; ser sensível às diferenças sociais e demográficas, tais como a cultura, o género, a localização geográfica, o meio social de inserção…; ser baseada numa variedade de indicadores que devem ser referenciados em normas, critérios ou autorreferenciados; usar técnicas de “assessment” para fins formativos, diagnósticos e sumativos; referir-se a aspetos variados para além dos cognitivos, como o que se refere a competências atitudinais, sociais e axiológicas; respeitar e salvaguardar a confidencialidade das informações sobre os alunos; ser justa e equitativa, dando a todos os alunos oportunidades de mostrarem a extensão dos seus conhecimentos, competências e capacidades; providenciar um feedback de apoio positivo para os alunos; 3

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Instrumentos de Avaliação

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fomentar as capacidades de os alunos transferirem o conhecimento para experiências de vida e, reciprocamente, trazerem as suas experiências para promover conhecimento; encorajar a participação ativa e a autoestima para fomentar uma aprendizagem duradoura;

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■■

providenciar oportunidades para o desenvolvimento e melhoramento da qualidade dos alunos; incluir a comunicação do plano de avaliação global feita antecipadamente pelo professor. Os alunos devem estar informados dos objetivos do Programa e dos procedimentos a serem usados nas atividades de desenvolvimento de “assessment” relativas a estes objetivos; ser regularmente comunicada aos pais/encarregados de educação e aos alunos, de uma maneira significativa.

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Testes

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Teste Diagnóstico

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Questões de Aula

Propostas de Resolução

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Testes

Teste Diagnóstico Química 11.° ano

Duração: 90 min

 Turma:

GRUPO I

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 N.°:

Nome:

No mundo que nos rodeia e a que pertencemos, ocorrem permanentemente reações químicas variadas, umas mais simples, outras mais complexas. Cozinhar uma refeição, a transformação da gasolina que movimenta os veículos, a atuação e a preparação dos medicamentos, a mudança de cor das folhas das árvores no outono e até o ato de respirar envolvem reações químicas.

As letras (A), (B), (C), (D) e (E) representam esquemas químicos de vários tipos de reações químicas, de precipitação, de oxidação-redução, ácido-base, entre outras. (A) C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) propano

(B) HCL(aq) + AL(OH)3 → ALCL3(aq) + H2O(L) (C) C6H12O6(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) glucose

(D) Ca2+(aq) + 2 HCO-3(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(L) (E) SO3(g) + H2O(L) → H2SO4(aq)

1. Indique o tipo de reação e selecione o esquema químico que pode representar a reação: 1.1. que provoca o alívio da azia no estômago; 1.2. de formação de chuvas ácidas; 1.3. que ocorre na produção de energia para cozinhar alimentos; 1.4. de formação de estalactites, em grutas; 1.5. global da respiração. 2. Os esquemas (A), (B) e (C) ainda não representam equações químicas, enquanto (D) e (E) já o são. 2.1. A substância H2O é comum a todos os esquemas. Indique os esquemas em que figura como reagente e aqueles em que figura como produto da reação. 2.2. Indique o nome da lei a que todas as reações químicas devem obedecer. 2.3. Acerte os esquemas (A), (B) e (C) de forma a constituírem equações químicas.

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Teste Diagnóstico

3. Em todas as equações químicas figuram fórmulas químicas de substâncias e de iões que têm nomes próprios. No quadro que se segue, apresentam-se fórmulas químicas e nomes de substâncias e iões que estão representados nos esquemas (A) a (E). Complete-o, atribuindo aos algarismos romanos os respetivos nomes ou fórmulas químicas. Nome

Fórmula química

(I)

HCL

Ácido sulfúrico

(II)

(III)

CO2

Trióxido de enxofre

(IV)

(V)

ALCL3

Catião alumínio

(VI)

(VII)

Ca2+

Anião hidrogenocarbonato

(VIII)

(IX)

CO23

Anião hidróxido

(X)

CL-

(XI)

GRUPO II Uma equipa de alunos dos 8.° e 9.° anos concorreu às Olimpíadas de Química Júnior. Eram os LRU, em inglês “Lab aRe Us”. Foram submetidos a três provas, a cujas perguntas deverá também responder, como membro de uma segunda equipa, designada por ESE, em português “Eu e Só Eu”.

1.ª Prova A figura representa uma técnica de separação de misturas.

B

1. Faça a legenda da figura.

D2

2. Há duas técnicas de separação a serem realizadas em simultâneo. Selecione-as.

C

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(A) Destilação simples e decantação. (B) Cristalização e filtração. (C) Decantação e filtração. (D) Sublimação e decantação. 3. Os recipientes D1 e D2 contêm misturas. Indique o que contém uma mistura homogénea e o que contém uma mistura com duas fases, uma líquida e outra sólida.

E A

D1

4. O recipiente C está “forrado” com um material ao qual vai aderir o sólido proveniente de D2. Identifique-o.

7

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Testes

2.ª Prova

O gráfico representa a composição média da água do mar. Espécie química

Amostra (mg/L)

Cidade I

Cidade II

Cidade III

Cidade IV

2+

Ca

1,43

1,18

1,80

1,91

Mg2+

1,79

0,40

0,37

0,22

Na+

0,78

0,37

0,26

0,36

18,45

2,36

0,36

0,16

NH3

0,39

0,79

0,70

0,38

37,60

4,52

0,88

0,28

0,64

0,59

1,73

1,28

K+

CL-

NO-3

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A análise da composição química de quatro amostras de água de chuva, colhidas em diferentes cidades de um país banhado pelo mar, está registada na tabela seguinte. As cidades localizavam-se a diferentes distâncias do mar. Suponha que as nuvens resultam apenas da evaporação da água do mar.

Cloro

31%

Sódio Sulfato 7,6%

Magnésio Cálcio

55% 3,6% 1,2% 1,1% 0,2% 0,3%

 

Potássio Bicarbonato Outros

1. Indique a cidade onde a água da chuva apresenta maior dureza. Justifique. 2. Se a água da chuva que apresenta maior dureza fosse aproveitada para fazer funcionar uma máquina de lavar roupa, o efeito, na sua resistência, seria o que a figura mostra. Indique como se deveria tratar aquela água, de modo a evitar este inconveniente.

Solubilidade / (g do sal/100 g de água)

3. Três dos sais que compõem a água do mar são muito solúveis em água e a variação da sua solubilidade, com a temperatura, está representada no gráfico da figura seguinte. 275 250 225 200 175 150 125 100 75 50 25 0

KNO3

NaNO3 NaCS 10

20

30

40

50 60 70 Temperatura / ˚C

80

90

100

3.1. Indique os iões que constituem cada um destes sais. 3.2. O sal que tem maior solubilidade em água à temperatura de 90 °C é: (A) NaCL. (B) KNO3. (C) NaNO3. (D) nenhum, pois têm todos a mesma solubilidade. 3.3. Indique o sal que apresenta menor variação de solubilidade com o aumento da temperatura. 3.4. Existem dois valores de temperatura em que dois dos sais têm a mesma solubilidade. Indique os valores aproximados da temperatura em que este facto ocorre e a que sais dizem respeito.

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4/4/16 10:24 AM

Teste Diagnóstico

3.ª Prova 1. A escala numérica da figura seguinte traduz a escala de pH de Sørensen, a 25 °C. Algumas soluções muito comuns e o seu pH Limão

Uvas

Água da chuva

Vinagre

Sangue

1

Soda cáustica em solução

Água do mar

Suco gástrico

0

Detergente amoniacal Pasta Lixívia dentífrica

Água pura

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

1.1. Indique a solução mais ácida e a mais alcalina (básica). 1.2. Assinale com V as frases verdadeiras e com F as frases falsas. (A) A água da chuva é neutra. (B) O detergente amoniacal é alcalino. (C) O sumo de limão é menos ácido do que o sumo de uva. (D) A lixívia é mais alcalina do que a água do mar. (E) Não existe nenhum exemplo para uma solução neutra. 1.3. Utilizando os termos “mantém-se”, “diminui” e “aumenta”, complete as seguintes frases. (A) Adicionando ao suco gástrico umas gotas de lixívia, o valor de pH

.

(B) Adicionando à água da chuva umas gotas de sumo de limão, o valor de pH (C) Adicionando à água pura umas gotas de vinagre, o valor de pH (D) Adicionando à água pura umas gotas de lixívia, o valor de pH

. .

.

(E) Adicionando a um copo de vinagre outro copo do mesmo vinagre, o valor de pH da mistura . 2. A figura representa a montagem de uma atividade laboratorial. 50 mL 40 mL

A

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HCS + fenolftaleína 25 mL

B

2.1. Indique o nome dos equipamentos A e B. 2.2. A reação que ocorreu entre HCL(aq) e NaOH(aq) pode representar-se por: HCL(aq) + NaOH(aq) →

(aq) + H2O(L)

Complete-a.

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Testes

2.3. Explique o papel desempenhado pela fenolftaleína.

12 11

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2.4. Os alunos da equipa LRU mediram o pH da solução contida em B antes de adicionarem NaOH(aq) e na adição de 1 mL em 1 mL. Com esses valores de pH traçaram o gráfico pH = f (V) da figura.

10 Valor do pH da solução

9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

1 2 3 4 5 6 7 8 9 Volume de hidróxido de sódio adicionado

2.4.1. Indique a variação de pH da solução contida em B após a adição dos seguintes volumes de NaOH: i) 2,0 cm3 ii) 8,0 cm3 2.4.2. Indique o volume de solução de NaOH necessário para a solução de HCL contida em B ser neutralizada.

FIM

A equipa LRU ganhou a medalha de ouro! Assegure-se de que a equipa ESE disputaria com ela essa medalha!!!

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Proposta de Resolução do Teste Diagnóstico

Proposta de Resolução do Teste Diagnóstico GRUPO I 1. 1.1. Esquema (B). Reação ácido-base. 1.2. Esquema (E). Reação ácido-base. 1.3. Esquema (A). Reação de oxidação-redução e, particularmente, combustão. 1.4. Esquema (D). Reação de precipitação. 1.5. Esquema (C). Reação de oxidação-redução. 2. 2.1. H2O como reagente – esquema (E); H2O como produto de reação – esquemas (A), (B), (C) e (D). 2.2. Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier. 2.3. (A) C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

(B) 3 HCL(aq) + AL(OH)3 → ALCL3(aq) + 3 H2O(L)

(C) C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g) 3. Nome

Fórmula química

(I) Ácido clorídrico

HCL

Ácido sulfúrico

(II) H2SO4

(III) Dióxido de carbono

CO2

Trióxido de enxofre

(IV) SO3

(V) Cloreto de alumínio

ALCL3

Catião alumínio

(VI) AL3+

(VII) Catião cálcio

Ca2+

Anião hidrogenocarbonato

(VIII) HCO-3

(IX) Anião carbonato

CO23

Anião hidróxido (XI) Anião cloreto

(X) OHCL-

GRUPO II 1.ª Prova

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1. A – suporte universal; B – vareta de vidro; C – funil; D1 e D2 – copos (ou gobelés); E – argola para suporte de funil. 2. (C). 3. D1 contém uma mistura homogénea e D2 contém uma mistura heterogénea – duas fases, uma sólida e uma líquida. 4. Papel de filtro.

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Testes

2.ª Prova

2. Fazer uma lavagem periódica com NaCL(s). Os iões Ca2+(aq) e Mg2+(aq) são trocados pelos iões Na+ de NaCL, corrigindo assim a dureza da água. 3.

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1. É a cidade I, porque é aquela que apresenta uma composição em sais mais próxima da água do mar. Quando a água do mar se evapora, transporta consigo sais dissolvidos e a composição ir-se-á modificando à medida que se afasta do mar.

3.1. K+e NO-3; Na+e CL-; Na+e NO-3. 3.2. (B). 3.3. NaCL. 3.4. A cerca de 25 °C, os sais NaCL e KNO3 apresentam o mesmo valor de solubilidade. A cerca de 72 °C, os sais KNO3 e NaNO3 apresentam o mesmo valor de solubilidade.

3.ª Prova 1. 1.1. Solução mais ácida – suco gástrico; solução mais alcalina ou básica – soda cáustica em solução. 1.2. (A) F; (B) V; (C) F; (D) V; (E) F. 1.3. (A) … aumenta (B) … diminui (C) … diminui (D) … aumenta (E) … mantém-se 2. 2.1. A – bureta; B – balão de Erlenmeyer ou matraz. 2.2. HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCL(aq) + H2O(L) 2.3. A fenolftaleína é um indicador ácido-base que acusa o final da reação de neutralização entre NaOH (aq) e HCL(aq), mudando de incolor para rosa-carmim. 2.4. 2.4.1. i) DpH = 1 - 1 = 0

ii) DpH = 12 - 1 = 11 2.4.2. V (NaOH) = 4,5 cm3

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GRUPO II 2.ª Prova

1.13. / 8.° ano

3.1.

2.10., 2.12., 2.13. / 8.° ano

2.4.2.

2.12., 2.13. / 8.° ano

2.2.

2.6. / 8.° ano

3.8. / 7.° ano

2.1.

2.10. / 8.° ano

2.10. / 8.° ano

1.3.

2.3.

2.9. / 8.° ano

1.2.

2.4.1.

2.7. / 8.° ano

1.1.

3.4.

3.3.

2.14. / 8.° ano

2.19. / 8.° ano

2.

3.2.

3.8. / 7.° ano 2.18. / 8.° ano

2.5. / 7.° ano

3.

1.

6.6. / 7.° ano

4.

3.8. / 7.° ano

4.5. / 7.° ano

Metas 3.° Ciclo EB

2.

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32

1.

9

1.13. / 8.° ano

8

3.

7

1.19. / 8.° ano

6

1.18. / 8.° ano

5

2.3.

4

 Turma:

2.2.

3

–  –

4.7. / 7.° ano

2

Data:

2.1.

1.5.

1.4.

1.3.

1.2.

1.1.

Não responde ou responde errado – Um traço; Resposta muito incompleta – I; Resposta com ligeiras falhas – S; Resposta completa, sem quaisquer erros – B

Notação dos registos

GRUPO II 3.ª Prova

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GRUPO II 1.ª Prova

GRUPO I

N.° do aluno 1

Química 11.° ano

Grelha de Registos do Teste Diagnóstico 

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Grelha de Registos do Teste Diagnóstico 

13

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4.7. / 7.° ano

2.4.2.

2.10., 2.12., 2.13. / 8.° ano

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32

Meta atingida completamente: + +; Meta atingida parcialmente: +; Meta não atingida: sinal menos (–) ou traço

Notação dos registos

2.4.1.

2.3.

2.2.

2.1.

1.3.

1.2.

1.1.

3.4.

3.3.

3.2.

3.1.

2.

1.

4.

3.

2.

1.

3.

2.3.

2.2.

2.1.

1.5.

1.4.

1.3.

1.2.

1.1.

2.10. / 8.° ano

2.6. / 8.° ano

2.12., 2,13. / 8.° ano

3.8. / 7.° ano

2.10. / 8.° ano

2.9. / 8.° ano

2.7. / 8.° ano

2.14. / 8.° ano

1.13. / 8.° ano

2.19. / 8.° ano

2.18. / 8.° ano

3.8. / 7.° ano

2.5. / 7.° ano

6.6. / 7.° ano

3.8. / 7.° ano

1.13. / 8.° ano

1.19. / 8.° ano

1.18. / 8.° ano

GRUPO II 1.ª Prova

GRUPO II 2.ª Prova

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GRUPO II 3.ª Prova

4.5. / 7.° ano

GRUPO I

N.° do aluno 1

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Metas 3.° Ciclo EB

Testes

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Grelha de Registos do Teste Diagnóstico 

Metas Curriculares do 3.° Ciclo do Ensino Básico testadas 7.° ano – Materiais Substâncias e misturas 2.5. Classificar uma mistura pelo aspeto macroscópico em mistura homogénea ou heterogénea e dar exemplos de ambas. 3.8. Identificar material e equipamento de laboratório mais comum, regras gerais de segurança e interpretar sinalização de segurança em laboratórios.

Transformações físicas e químicas 4.5. Identificar, no laboratório ou no dia a dia, transformações químicas. 4.7. Distinguir reagentes de produtos de reação e designar uma transformação química por reação química.

Separação das substâncias de uma mistura 6.6. Separar os componentes de uma mistura usando as técnicas laboratoriais básicas de separação na sequência correta.

8.° ano – Reações químicas Explicação e representação de reações químicas

21.13. Indicar os nomes e as fórmulas de iões mais comuns (Na+, K+, Ca2+, Mg2+, AL3+, NH+4, CL−, SO24 , NO3 , CO3 , − 23PO4 , OH , O ).

1.18. Concluir que, numa reação química, a massa dos reagentes diminui e a massa dos produtos aumenta, conservando-se a massa total, associando este comportamento à lei da conservação da massa (lei de Lavoisier). 1.19.  Representar reações químicas através de equações químicas, aplicando a lei da conservação da massa.

Tipos de reações químicas

2.6. Classificar soluções aquosas em ácidas, básicas (alcalinas) ou neutras, com base no comportamento de indicadores colorimétricos (ácido-base). 2.7.  Distinguir soluções ácidas de soluções básicas usando a escala de Sørensen. 2.9. Ordenar soluções por ordem crescente ou decrescente de acidez ou de alcalinidade, dado o valor de pH de cada solução. 2.10. Prever se há aumento ou diminuição de pH quando se adiciona uma solução ácida a uma solução básica ou vice-versa. 2.12. Classificar as reações que ocorrem, em solução aquosa, entre um ácido e uma base como reações ácido-base e indicar os produtos dessa reação. 2.13.  Representar reações ácido-base por equações químicas. 2.14.  Concluir que certos sais são muito solúveis ao passo que outros são pouco solúveis em água. HQEN11DP-IA © Porto Editora

2.18.  Associar águas duras a soluções aquosas com elevada concentração em sais de cálcio e de magnésio. 2.19. Relacionar, a partir de informação selecionada, propriedades da água com a sua dureza, referindo consequências do seu uso industrial e doméstico, e identificando processos usados no tratamento de águas duras.

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Testes

Questões de Aula

D1 SD1

Química 11.° ano  Turma:

Equilíbrio químico

D1 SD1

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 N.°:

Nome:

Aspetos quantitativos das reações químicas

1. Num laboratório, foram realizadas duas experiências, em sistemas abertos, conforme as figuras seguintes mostram. Aquecimento

NaHCO3(s)

Lã de aço

NaHCO3(s)

Lã de aço

Experiência 1

  Aquecimento

Experiência 2

Nos dois pratos da balança estão, inicialmente, massas iguais do mesmo material.

Na experiência 1, utilizou-se um produto comercial, à base de ferro (lã de aço), usado na limpeza de utensílios domésticos. Na experiência 2, utilizou-se o hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3), usado, entre outras coisas, como fermento em pó, sendo conhecido pela sua ação de fazer crescer massas de pães e de bolos. 1.1. Considere que, na experiência 1, o ferro reage com o oxigénio do ar, segundo a equação química: 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

A quantidade de Fe2O3 formada a partir de 3,0 mol de Fe é: (A) 3,0 mol

(C) 1,5 mol

(B) 2,0 mol

(D) 1,0 mol

1.2. A equação que traduz a reação química ocorrida na experiência 2 é a seguinte: NaHCO3(s) → CO2(g) + NaOH(s)

Indique o que acontecerá ao braço da balança, no fim de cada uma das experiências, 1 e 2: permanecerá em equilíbrio, penderá para o lado esquerdo ou penderá para o lado direito? Justifique.

1.3. O volume, V, de CO2(g), expresso em dm3, nas condições CNPT, libertado por 0,25 mol de NaHCO3, numa reação completa, é: 22,4 (A) 22,4 (C) 0,25 (B) 22,4 × 0,25 (D) 22,4 × 4

2. Considere o esquema de obtenção de nitrogénio e oxigénio gasosos a partir do ar: Ar

Eliminação da humidade

Ar seco 21% V/V de O2 79% V/V de N2

Destilação do ar

O2

N2

2.1. Partindo de 200 L de ar com 5% de humidade, selecione a expressão que permite calcular o valor aproximado do volume, V, em dm3, de N2 obtido, se o rendimento for de 70%. (A) V = 200 × 0,05 × 0,79 × 0,70 (B) V = 200 × 0,95 × 0,79 × 0,70

(C) V = 200 × 0,95 × 0,79 × 0,30

(D) V = 200 × 0,05 × 0,79 × 0,30

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Questões de Aula D1 SD1

2.2. O número de moléculas de oxigénio contido em 200 L de ar com 5% de humidade é dado por: 200 * 0,95 * 0,21 (A) N = * Vm NA (B) N = (C) N = (D) N =

200 * 0,95 * 0,21 * NA Vm 200 * 0,95 * 0,21 NA * Vm

200 * 0,95 * 0,21 * NA Vm

3. Existem vários tipos de extintores de incêndio e um deles é chamado “extintor de espuma”. No seu interior, encontram-se, em dois compartimentos separados, carbonato de sódio sólido e ácido sulfúrico aquoso. Quando esse tipo de extintor é invertido, o tampão que separa os compartimentos rompe-se e permite que ocorra a reação traduzida pela seguinte equação química: Na2CO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(L) + CO2(g) 3.1. Estes extintores não podem ser utilizados para apagar fogo em instalações elétricas, pois a espuma formada pelos produtos da reação é eletrolítica, ou seja, conduz a corrente elétrica. Dê uma razão para o aparecimento dessa condutividade. 3.2. Outros extintores são chamados “extintores de pó químico” e utilizam substâncias sólidas, como, por exemplo, hidrogenocarbonato de sódio, que, ao entrar em contacto com o material que está a queimar, decompõe-se pelo calor e liberta CO2, de acordo com a seguinte equação química: 2 NaHCO3(s) → Na2CO3(aq) + H2O(L) + CO2(g)

Determine o volume de CO2 que seria produzido a partir de 1,0 kg de hidrogenocarbonato de sódio, considerando as CNPT. Apresente todas as etapas de resolução.

Dado: Vm = 22,4 dm3 mol- 1, nas condições CNPT

O bócio é uma doença que se manifesta por um inchaço provocado por uma disfunção da tiroide, decorrente da carência de iodo. É muito frequente em povos que vivem longe do mar. A legislação atual exige que cada quilograma de sal comercializado contenha 0,010 g de iodeto (I -), geralmente na forma de iodeto de sódio (NaI). 3.3. Calcule a fração mássica, w, e a percentagem em massa,% m/m, de iodo no iodeto de sódio.

3.4. A massa de ião iodeto, em gramas, que deverá estar contida em 127 kg de sal, cumprindo a legislação, é: (A) 12,7 kg (B) 1,27 kg (C) 12,7 g (D) 1,27 g

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3.5. O iodeto de sódio foi usado por Egas Moniz, médico português e prémio Nobel da Medicina, como agente de contraste na carótida. Injetava 8,0 cm3 de solução de iodeto de sódio a 25% m/m para fazer a arteriografia cerebral. Admitindo que a solução tem a densidade de 1,21 g cm- 3, calcule a massa de iodeto de sódio injetada. Apresente todas as etapas de resolução.

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Testes

Questões de Aula

D1 SD2

Química 11.° ano

D1 SD2

 Turma:

Equilíbrio químico

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 N.°:

Nome:

Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

1. O amoníaco é utilizado como matéria-prima na manufatura de fertilizantes. O diagrama da figura mostra alguns passos de um processo industrial usado na produção de amoníaco, o processo de Haber-Bosch. Permutador de calor

NH3 + N2 e H2 em excesso Camadas de catalisador

NH3 + N2 e H2 em excesso

N2e H2 reciclados

Gases de alimentação N 2 e H2

N2 e H2 reciclados

Compressor

Saída de água quente

Condensador N2 e H2

Fonte de calor

Entrada de água fria

Compressor Reator NH3(S)

Criogerador

1.1. De acordo com o esquema, indique: 1.1.1. Uma vantagem deste processo em termos de química verde. 1.1.2. O papel desempenhado pelas camadas catalíticas usadas na reação. 1.2. A equação termoquímica relativa ao processo de produção de amoníaco é a seguinte: N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)   DH < 0

1.2.1. Indique o significado do símbolo ⇌ que figura na equação.

1.2.2. Os valores das constantes de equilíbrio, à temperatura de 500 K e de 800 K, são, respetivamente, 6,37 * 10 e 3,92 * 10- 2.

Indique, justificando, se a reação de produção de amoníaco está de acordo com o sinal de DH na equação termoquímica.

1.2.3. À temperatura de 500 K, encontra-se, num recipiente de 100 dm3, 0,57 mol de dinitrogénio, 1,61 mol de di-hidrogénio e 1,14 mol de amoníaco. Conclua se o sistema está, ou não, em equilíbrio. Apresente todas as etapas de resolução. 1.2.4. O processo industrial é realizado em condições de pressão e temperatura adequadas à obtenção de um bom rendimento com o mínimo de custos. Considerando a equação termoquímica e estas informações, selecione a opção correta. (A) O Princípio de Le Châtelier prevê que se obtém mais amoníaco num equilíbrio a temperaturas elevadas. (B) O uso de catalisador torna a reação de síntese do amoníaco mais rápida do que a sua decomposição. (C) O rendimento do processo é menor num equilíbrio a pressão elevada. (D) A produção do amoníaco é uma solução de compromisso entre pressão e temperatura, com uso de catalisador.

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Questões de Aula D1 SD2

2. Considere a reação de monóxido de nitrogénio com dioxigénio, traduzida pela seguinte equação química: 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g)   Kc = 5,5 * 105 à temperatura T (K)

2.1. Selecione, das opções A, B, C ou D, aquela que traduz corretamente a expressão da constante de equilíbrio, Kc, para esta reação química. (A) Kc = (B) Kc = (C) Kc = (D) Kc =

[NO2 ]

2

[NO] * [O2 ] 2

[NO2 ]

[NO] * [O2 ] [NO2 ]

2

[NO] + [O2 ] 2

[NO] * [O2 ] 2

[NO2 ]

2

2.2. Um aumento de pressão no sistema reacional, a temperatura constante, provoca: (A) um aumento da concentração de NO(g).

(B) uma diminuição da concentração de NO2(g).

(C) o aumento momentâneo de velocidade da reação direta. (D) uma alteração no valor da constante de equilíbrio. 2.3. Num dado instante, verifica-se no sistema reacional a seguinte composição:

[NO] = 2,5 * 10- 2 mol dm- 3  [NO2] = 2,0 * 10- 2 mol dm- 3  [O2] = 1,25 * 10- 2 mol dm- 3

Conclua se o sistema está ou não em equilíbrio. Apresente todas as etapas de resolução. 2.4. Nas condições da alínea 2.3., o sistema reacional irá: (A) evoluir no sentido dos produtos, até chegar a um estado de equilíbrio com a mesma constante Kc. (B) evoluir no sentido dos reagentes, até chegar a um estado de equilíbrio com a mesma constante Kc. (C) evoluir no sentido dos produtos, até chegar a um estado de equilíbrio com um valor diferente da constante Kc. (D) evoluir no sentido dos reagentes, até chegar a um estado de equilíbrio com um valor diferente da constante Kc. 3. Um dos produtos envolvidos na formação da chuva ácida, originada pela queima de combustíveis fósseis, é SO2. Este reage com O2 do ar, numa reação em fase gasosa catalisada pelo monóxido de nitrogénio, NO. A reação origina SO3, segundo a equação global representada por: No gráfico estão representadas as variações das concentrações dos intervenientes na reação em função do tempo, em recipiente fechado, contendo, inicialmente, uma mistura de SO2, O2 e NO em fase gasosa.

Concentração

2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)

I II

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3.1. As curvas que representam as concentrações de SO2, SO3, O2 e NO são, respetivamente: (A) I, II, III, IV. (B) II, I, III, IV. (C) III, I, II, IV.

IV

III

Tempo

(D) III, II, I, IV. 3.2. Indique, justificando, se no gráfico está representado algum estado de equilíbrio.

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Testes

Questões de Aula

D2 SD1

Química 11.° ano  Turma:

Reações em sistemas aquosos

D2 SD1

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 N.°:

Nome:

Reações ácido-base

1. O amoníaco é um gás bastante solúvel em água, o que conduz a um equilíbrio ácido-base. 1.1. Mostre que se trata de um equilíbrio ácido-base, utilizando a equação química respetiva. 1.2. Indique os autores da teoria que lhe permitiu responder à questão anterior. 1.3. Os pares conjugados ácido-base presentes na reação são: (A) NH3 / OH-  e  NH+4 / H2O

(C) NH+4 / NH3 e H2O / OH-

(B) NH3 / NH+4 e OH- / H2O

(D) NH+4 / NH3 e OH- / H2O

1.4. Escreva a expressão da constante do equilíbrio químico da reação de amoníaco com água e atribua-lhe o nome específico. 1.5. O valor da constante de equilíbrio ácido-base, a 25 °C, é Kc = 1,8 * 10- 5.

Para uma solução de amoníaco com um valor de pH = 9, à temperatura de 25 °C, calcule o valor da sua concentração inicial. Apresente todas as etapas de resolução.

2. O esquema representa a análise de uma solução que contém 172 mg de soda cáustica comercial, utilizando 40,00 cm3 de uma solução-padrão de ácido clorídrico de concentração molar 0,1000 mol dm- 3, para a neutralização completa do NaOH presente na solução inicial. Usou-se a fenolftaleína como indicador. A sua zona de viragem é 8,2 – 12.

HCS(aq)

2.1. Escreva a equação química da reação que ocorreu durante essa análise. 2.2. Indique o valor de pH, a 25 °C, no ponto de equivalência da reação de neutralização. 2.3. Calcule a percentagem em massa de NaOH na soda cáustica comercial.

Soda cáustica

Apresente todas as etapas de resolução. Dado: M (NaOH) = 40,00 g mol- 1

2.4. A figura representa a curva de titulação para a situação em causa. Justifique o uso da fenolftaleína como indicador. pH

14 12 10 8 4 2 0

5

10 15 20 25 30 Volume titulante / cm3

20

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3. O gráfico mostra a variação da condutibilidade elétrica em função da concentração de soluções aquosas de HCL e de HF. Após analisar o gráfico, um aluno proferiu as seguintes afirmações: (A) A ionização de HF é maior do que a de HCL, nas concentrações apresentadas. (B) O ácido clorídrico é um ácido mais forte do que o ácido fluorídrico.

Condutibilidade elétrica

Questões de Aula D2 SD1

HCS

HF

(C) Soluções com a mesma concentração dos dois ácidos devem apresentar o mesmo valor de pH.

0,05 0,10 Concentração / mol L-1

Justifique qual (ou quais) das afirmações está(ão) correta(s).

4. Em algumas regiões do país, como nos Açores, é comum o cultivo de hortênsias. A coloração destas flores depende da acidez do solo. As hortênsias apresentam cor azulada em solos ácidos e cor rosa em solos básicos. Sabendo disso, um jardineiro prepara dois vasos com o mesmo tipo de solo e com pH igual a 7,0. Em cada vaso, coloca uma solução com concentração molar 1,0 mol dm- 3 de substâncias diferentes, conforme se mostra na figura.

??

??

Solução aquosa de Na2CO3

M = 105,99 g mol-1

Solução aquosa de NH4CL

Vaso I

Vaso II

M = 53,50 g mol-1

Com base nestas informações: 4.1. Calcule o volume de solução necessário para fornecer ao vaso I a massa de 1,06 g de Na2CO3. 4.2. Justifique, apresentando todos os raciocínios que tiver de efetuar, a cor da flor obtida em cada um dos vasos. 5. A dissociação de qualquer ácido fraco, HA, em água, pode ser representada pela seguinte equação química: HA(aq) + H2O(L) ⇌ A-(aq) + H3O+(aq)

Na tabela encontram-se as constantes de acidez para três ácidos fracos.

Ácido

5.1. Coloque os três ácidos por ordem decrescente de acidez, justificando a sua resposta.

HX

5.2. Se as três soluções tiverem a mesma concentração, qual delas terá maior valor de pH? Justifique.

HZ

HY

Ka

2,3 * 10-4

7,1 * 10-5 5,2 * 10-4

5.3. Escreva a expressão de Ka para HY.

5.4. Para uma solução de HY 1,0 * 10- 3 mol dm- 3, o valor de [H3O+], expresso em mol dm- 3, será: (A) "7,1 * 10 - 8

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(B) "7,1 * 10- 8

(C) "7,1 * 10- 5

(D) "7,1 * 10 - 5

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Testes

6. O hidróxido de sódio é um produto químico industrial muito importante, utilizado numa grande variedade de produtos comerciais, como, por exemplo, em desengordurantes. É usado como agente catalisador na produção de resinas epóxi. É também usado diretamente nas bancas e esgotos para os desentupir. É um produto extremamente cáustico e corrosivo, mesmo para o vidro, causando danos na pele e nos olhos, para além de ser higroscópico. 6.1. Selecione, a partir da figura, um pictograma de perigo e segurança que teria de colocar num frasco de NaOH para o rotular convenientemente.

1

2

4

7

3

5

8

6

9

6.3. Como é que NaOH interfere na produção de resinas epóxi? 6.4. Uma aplicação laboratorial de NaOH(aq) é como titulante de ácidos. Um aluno dissolveu 4,521 g de NaOH num certo volume de água e completou a solução até 1,000 L, num balão volumétrico. Pipetou, de seguida, 10,00 mL da solução para um matraz e titulou-a com HCL 0,0500 moI dm- 3 contido numa bureta. O volume de ácido gasto foi de 20,32 mL até atingir o ponto final.

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6.2. Indique os equipamentos de proteção individual (EPI) que deveria utilizar no seu manuseamento.

6.4.1. Calcule a concentração da solução de NaOH(aq). 6.4.2. Tendo em atenção o resultado obtido, selecione a(s) opção(ões) que traduz(em) o que o professor desse aluno deduziu. (A) A análise foi tão rigorosa quanto possível, usando este material. (B) O hidróxido de sódio pode ter absorvido água e dióxido de carbono do ar depois de a sua massa ter sido avaliada. (C) A bureta foi passada por água em vez de NaOH(aq). (D) O matraz foi passado por HCL(aq) em vez de água. 7. Certos solos, por razões várias, costumam apresentar uma acidez relativamente elevada. A diminuição dessa acidez pode ser feita pela adição, ao solo, de carbonato de cálcio, CaCO3, ou de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, ocorrendo uma das reações a seguir representadas: CaCO3(s) + 2 H+(aq) ⇌ Ca2+(aq) + CO2(aq) + H2O(L) Ca(OH)2(s) + 2 H+(aq) ⇌ Ca2+(aq) + 2 H2O(L)

Um lavrador recebeu uma proposta de fornecimento de carbonato de cálcio ou de hidróxido de cálcio, ambos ao mesmo preço por quilograma. Qual dos dois seria mais vantajoso, em termos de menor custo, para se adicionar à mesma área de terreno? Justifique. 8. O pH do leite de vaca é próximo de 7. Esse valor tende a diminuir, devido à produção de ácido lático por lactobacilos presentes no leite, até que o leite acaba por azedar. Para disfarçar essa deterioração natural do leite, alguns produtores desonestos adulteram-no, adicionando bicarbonato de sódio. Com este procedimento, o pH do leite aumenta para um valor próximo de 9. 8.1. Essa fraude pode ser descoberta, bastando para isso colher uma amostra do leite e experimentar uma das seguintes opções. Selecione-a.

LEITE pH 6,65

(A) Aquecer o leite, verificando se há formação de nata. (B) Adicionar fenolftaleína ao leite, verificando se aparece cor rosa-carmim. (C) Adicionar hidróxido de sódio ao leite, verificando se ocorre efervescência. (D) Medir o pH do leite, verificando se é inferior a 7.

8.2. Explique a razão de o pH aumentar, quando se adiciona bicarbonato de sódio (NaHCO3).

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Questões de Aula D2 SD1

9. A soda cáustica (hidróxido de sódio) é uma base forte e um dos componentes dos limpa-fornos e desentupidores de bancas domésticas. O ácido muriático, nome comercial do ácido clorídrico com concentração de 12 mol dm- 3, é um ácido forte muito utilizado na limpeza de pisos de pedra. Nos ambientes industriais devem ser manuseados com cautela, pois podem causar queimaduras graves, se entrarem em contato com a pele. Considere que, num desses ambientes, se derramou um recipiente de 2,0 L de NaOH com concentração mássica 120 g dm- 3. 9.1. Escreva a equação termoquímica da reação de neutralização entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico, ambos em solução aquosa, sabendo que a reação é fortemente exotérmica. 9.2. Calcule o volume de ácido clorídrico necessário para a neutralização da solução de hidróxido de sódio derramada. 9.3. Em situações do quotidiano, quer no derrame de ácido clorídrico quer no derrame de hidróxido de sódio existentes, por exemplo, em produtos de limpeza concentrados, usa-se uma solução de NaHCO3 na neutralização do produto derramado. 9.3.1. Justifique este procedimento. 9.3.2. Escreva as equações que traduzem a neutralização do ácido e da base. 10. Classifique de verdadeiras ou falsas cada uma das seguintes afirmações e corrija as falsas. (A) Quando se misturam volumes iguais de soluções de igual concentração de NaOH e de um ácido forte, a solução obtida é sempre neutra. 3(B) O ácido conjugado de HPO24 é PO4 (aq).

(C) O ácido conjugado de NH3 é NH+4 (aq).

(D) Para aumentar o pH de uma solução de 6 para 8 é necessário aumentar a concentração do ião OH-(aq) duas vezes. (E) Por ser uma base muito forte, KOH praticamente não altera o pH da água. (F) Para aumentar o pH de uma solução de 4 para 8 é necessário reduzir para metade a concentração do ião H+(aq).

11. A água da chuva de uma região poluída tem pH = 3,0, o sumo de limão tem pH = 2,2 e o sumo de tomate pH = 4,3, todos à temperatura de 25 °C. Com base nessas informações, classifique as afirmações seguintes de verdadeiras (V) ou falsas (F). (A) A concentração de H+ na chuva é igual a 0,001 mol/L. (B) A chuva é mais ácida do que o sumo de limão. (C) A chuva é mais ácida do que o sumo de tomate.

(D) A concentração de OH- na água da chuva é igual a zero. 12. O cheiro característico do peixe é causado por uma substância orgânica denominada metilamina, de fórmula H3C–NH2. O carácter básico dessa substância está indicado no seguinte sistema em equilíbrio: + H3C–NH2(L) + H2O(L) ⇌ H3C–NH3(aq) + OH-(aq)

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A sabedoria popular recomenda que, logo após o manuseamento do peixe, se use limão para remover o cheiro que ficou nas mãos.

12.1. Considerando que, antes do uso do limão, a concentração de iões OH-(aq) no equilíbrio era de 1,00 * 10- 5 mol dm- 3, a 25 °C, calcule o pH do meio. 12.2. Aplicando o Princípio de Le Châtelier, justifique se a sabedoria popular tem razão de ser. 12.3. Explique, apresentando o seu raciocínio, se o uso de uma solução aquosa de lixívia terá, ou não, o mesmo efeito que o uso do limão.

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Testes

Questões de Aula

D2 SD2

Química 11.° ano

D2

Reações em sistemas aquosos

SD2

Reações de oxidação-redução

 Turma:

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 N.°:

Nome:

1. Ferro-gusa é o principal produto obtido no alto-forno de uma siderurgia. As matérias-primas utilizadas são: hematite (Fe2O3 mais impurezas), calcário (CaCO3 mais impurezas), coque (C) e ar quente.

Considere as principais reações que ocorrem no alto-forno, traduzidas pelas seguintes equações químicas: CaCO3 → CaO + CO2

CO2 + C → 2 CO

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 Dado: M (Fe2O3) = 159,70 g mol- 1

1.1. A partir de 1,0 t de hematite com 10% de impurezas em massa, calcule a massa máxima, em kg, que se pode obter de ferro-gusa (Fe mais 7%, em massa, de impurezas). Apresente todas as etapas de resolução.

1.2. Identifique as reações de oxidação-redução. Justifique. 1.3. Escreva a fórmula dos agentes redutores e dos agentes oxidantes nas reações de oxidação-redução. 2. Para estudar a reatividade dos metais, um aluno utilizou 4 tubos de ensaio e pregos de ferro, limpos e polidos, que foram submetidos a diferentes condições, como representado na figura seguinte.

Água

Água

Água

Água

Fio de Zn enrolado no prego

Fio de Mg enrolado no prego

Fio de Cu enrolado no prego

Fio de Sn enrolado no prego

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

Tubo 4

Após três dias, foram observados os seguintes factos: Tubo 1 – O prego permaneceu inalterado, mas o zinco reagiu com a água e o ar, formando hidróxido de zinco, branco: 1 Zn(s) + H2O(L) + O2(g) → Zn(OH)2(aq) 2 Tubo 2 – O prego permaneceu inalterado, mas o magnésio reagiu com a água e o ar, formando hidróxido de magnésio, branco: 1 Mg(s) + H2O(L) + O2(g) → Mg(OH)2(aq) 2 Tubo 3 – O cobre não se alterou, mas o ferro reagiu com a água e o ar, formando ferrugem mais rapidamente que o normal. Tubo 4 – O estanho não se alterou. O ferro reagiu com a água e o ar, formando ferrugem. Assinale a única conclusão errada a que o aluno chegou. (A) Nos tubos 1 e 2, respetivamente, os metais zinco e magnésio sofreram uma oxidação. (B) Nos tubos 3 e 4, o ferro sofreu uma oxidação. (C) O cobre e o estanho são mais reativos do que o ferro, por isso não sofreram alteração. (D) O zinco e o magnésio são mais reativos do que o ferro, por isso protegem-no contra a corrosão.

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Questões de Aula D2 SD2

3. A corrosão é um fenómeno de oxidação-redução indesejado. 3.1. Selecione a opção que completa corretamente a seguinte frase. A corrosão é um processo que envolve a alteração… (A) … do interior do objeto, em que o metal se transforma em composto. (B) … da superfície do objeto, em que o metal se transforma em composto. (C) … temporária de um metal, com regresso à forma inicial. (D) … da superfície do objeto, em que o metal se transforma noutro metal. 3.2. Selecione a opção que completa corretamente a seguinte frase. Quando se arranha a parte de estanho que reveste um objeto de ferro para o proteger, a velocidade da corrosão do ferro… (A) … é a mesma. (B) … aumenta. (C) … diminui. (D) … anula-se. 3.3. Justifique o facto de o estanho proteger o ferro. 4. A figura representa a mudança de cor observada quando se adicionam algumas gotas de bromo líquido a uma solução aquosa de sulfato de ferro(II), FeSO4, de cor verde, que vai passar a cor castanho-amarelada.

Br2(L)

Dados: A solução aquosa de Fe2+ é verde-clara. A solução aquosa de Fe3+ é castanha.

O bromo líquido é castanho, mas o ião Br-(aq) não confere cor à solução. 4.1. Proponha uma explicação para a mudança de cor observada. Use equações que ilustrem a sua explicação.

FeSO4(aq)

4.2. Escreva uma equação global que traduza o fenómeno observado. 5. Lâminas metálicas de chumbo, Pb, e de zinco, Zn, foram mergulhadas numa solução aquosa de nitrato de cobre(II), Cu(NO3)2, conforme se representa nas figuras I e II. I Lâmina de Pb

II Lâmina de Zn

Cu2+(aq)

Cu2+(aq)

Observou-se que o cobre metálico se deposita sobre as placas nas duas situações. 5.1. Tendo em atenção todas as informações, selecione as frases verdadeiras (V). (A) O ião Cu2+ é oxidado pelo zinco metálico.

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(B) O chumbo metálico é oxidado pelo ião Cu2+. (C) O ião Cu2+ atua como agente oxidante quando em contacto com a lâmina de zinco. (D) O zinco metálico atua como agente redutor quando em contacto com a solução de Cu2+. 5.2. Escreva a semiequação de oxidação que ocorre em I. 5.3. Escreva a semiequação de redução que ocorre em II.

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Testes

Questões de Aula

D2 SD3

Química 11.° ano  Turma:

Reações em sistemas aquosos

D2 SD3

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 N.°:

Nome:

Soluções e equilíbrio de solubilidade

1. O cloreto de sódio pode ser obtido a partir da evaporação da água do mar. Analise os dados apresentados no quadro seguinte, onde se encontra a concentração de quatro sais de uma amostra de água do mar e a respetiva solubilidade em água, a 25 °C. Sal

Concentração / g dm– 3

Solubilidade / g de soluto por 1 L de água

NaCL

29,7

357

MgCL2

3,32

542

CaSO4

1,80

2,1

NaBr

0,55

1160

1.1. Considerando as informações do quadro, indique, na evaporação dessa amostra de água do mar, a 25 °C, qual o primeiro sal a ser precipitado. (A) NaBr (B) CaSO4 (C) NaCL (D) MgCL2 1.2. Em 500 cm3de água do mar, a massa de NaCL que está em falta para ficar saturada, nesse sal, é: (A) 327 g (B) 357,3 g (C) 163,65 g (D) 342,15 g 2. Tanto o filme como o papel fotográfico possuem um revestimento, denominado emulsão, sobre a base-suporte, que é sensível à luz. A emulsão consiste numa gelatina contendo um ou mais halogenetos de prata (AgCL, AgBr e AgI). A preparação de emulsões fotográficas envolve a precipitação dos halogenetos de prata e o processo químico é bastante simples: uma solução de AgNO3 é adicionada, lentamente, a uma solução que contém KBr (talvez com pequena percentagem de KI) e pequena quantidade de gelatina. A reação que se processa é: Ag+(aq) + Br-(aq) ⇌ AgBr(s)

2.1. Com base na reação e considerando o valor de Ks (AgBr) = 5,0 * 10- 13, a 25 °C, selecione a opção correta e justifique a sua escolha. (A) A solubilidade de AgBr em g dm- 3 é exatamente "Ks . 3

(B) Na presença de KBr, a solubilidade do AgBr diminui.

(C) Quando o equilíbrio é alcançado, [Ag+] é duas vezes maior do que [Br-].

(D) [Br-] no equilíbrio é 2,0 * 10- 6 mol dm- 3.

(E) A adição de AgNO3 faz evoluir o sistema no sentido inverso.

2.2. O ião Ag+ forma, com o amoníaco, outro ião muito estável, [Ag(NH3)2]+. Explique o efeito da adição de NH3(aq) ao equilíbrio.

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Questões de Aula D2 SD3

3. As estruturas das vitaminas B6 e E estão representadas na figura seguinte. OH H3C OH

HO

CH3

H3C O

HO

N

H3C

CH3

H3C

Vitamina B6

Nitrogénio

CH3

H3C

Vitamina E

Carbono

Oxigénio

Hidrogénio

Preveja qual é a mais extensamente solúvel em água e qual é a mais extensamente solúvel em gordura. Justifique. 4. No fundo de um certo lago existe PbS, que se encontra em equilíbrio, segundo as seguintes equações químicas: PbS(s) ⇌ Pb2+(aq) + S2-(aq)

S2-(aq) + 2 H+(aq) ⇌ H2S(aq)

Considere que a incidência de chuva ácida sobre o mesmo lago altera a concentração das espécies envolvidas nos dois equilíbrios. Tendo em atenção todas as informações, classifique as seguintes frases de verdadeiras (V) ou falsas (F). (A) As concentrações dos iões Pb2+ e S2-, para pH = 2, são iguais.

3 × 10-5 Concentração / mol L-1

No gráfico estão representadas as concentrações de Pb2+ e de S2-, originadas exclusivamente a partir de PbS, em função do valor do pH da água.

Pb2+ 2 × 10-5

1 × 10-5

S2-

0

1

2

2+

(B) A contaminação por iões Pb aumenta com a acidificação do meio.

pH

3

4

(C) A quantidade de H2S é menor com a acidificação do meio.

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5. Preparou-se uma solução dissolvendo 40 g de Na2SO4 em 100 g de água a uma temperatura de 60 °C. Arrefeceu-se a solução a 20 °C, havendo formação de um sólido branco. 5.1. Indique o sólido que se formou e a respetiva massa depositada. 5.2. Indique a concentração mássica da solução final (20 °C).

60 Solubilidade / (g de Na2SO4/100 g de H2O)

(D) A solubilidade de PbS é menor com a acidificação do meio.

50

Na2SO4

40 30 20

Na2SO4 • 10 H2O

10 0

0

20

40 60 Temperatura / ˚C

80

100

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Testes

Propostas de Resolução das Questões de Aula  Questões de Aula D1 SD1 1.

Experiência 2 – O braço da balança penderá para o lado esquerdo, porque se liberta CO2 para o exterior do sistema inicial. 1.3. (B). Atendendo à estequiometria de 1 mol NaHCO3(s):1 mol CO2(g).

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1.1. (C). Pela proporção estequiométrica de 2 mol Fe(s):1 mol Fe2O3(s). 1.2. Experiência 1 – O braço da balança penderá para o lado direito, porque o ferro vai combinar-se com o oxigénio do ar, que não está envolvido no sistema inicial.

2. 2.1. (B). 2.2. (B). 3.

3.1. A formação de iões pela dissociação de Na2SO4 em água: Na+(aq) e SO24 (aq). 3.2. 1.ª etapa: Cálculo de M (NaHCO3) M (NaHCO3) = 22,99 + 1,01 + 12,01 + 3 * 16,00 = 84,01 g mol- 1

4.

2.ª etapa: Cálculo do volume de CO2 2 * 84,01 g (NaHCO3) 1,0 * 103 g (NaHCO3) 22,4 * 1,0 * 103 ⇔ V = ⇔ V = 1,3 * 102 dm3 = 2 * 84,01 22,4 dm3 (CO2) V (CO2)

4.1. Como M (NaI) = 149,89 g mol- 1, vem: 126,9 w= ⇔ w = 0,8466 149,89 Em percentagem m/m:

% m/m = 0,8466 * 100 = 84,66% 4.2. (D). Atendendo à proporcionalidade da massa 0,010 g de I- para a massa de NaI em 1 kg. 4.3. 1.ª etapa: Cálculo da massa de solução equivalente a 8,0 cm3 m 1,21 = ⇔ m = 9,68 g 8,0 2.ª etapa: Cálculo da massa de NaI 25 g (NaI) 25 * 9,68 m ⇔m= ⇔ m = 2,42 g = 100 100 g (solução) 9,68 g (solução)

Questões de Aula D1 SD2 1. 1.1. 1.1.1. A reciclagem permanente de N2 e H2 que não reagiram. 1.1.2. São materiais que, não se gastando no decorrer da reação, tomam parte nela, aumentando a velocidade quer da reação direta quer da reação inversa do equilíbrio químico. 1.2. 1.2.1. Representa uma reação reversível, de equilíbrio. 1.2.2. Uma vez que a constante de equilíbrio diminui com o aumento da temperatura, isso significa que a reação é exotérmica, pelo que o sinal de DH na equação termoquímica está correto.

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4/4/16 10:44 AM

Propostas de Resolução das Questões de Aula 

1.2.3. Qc =

[NH3 ]

2

2

[N2 ] * [H2 ]

3

⇔ Qc =

1,14 a b 100

3

0,57 1,61 a b*a b 100 100

⇔ Qc = 5,46 * 103

Como Qc > Kc a 500 K, o sistema não está em equilíbrio. 1.2.4. (D). 2. 2.1. (A). 2.2. (C). 2.3. Qc =

[NO2 ]

2

[O2 ] * [NO]

⇔ Qc = 2

(2,0 * 10 - 2)

2

(1,25 * 10 - 2) * (2,5 * 10 - 2)

2

⇔ Qc = 51,2

Como Qc < Kc, à temperatura considerada, o sistema não está em equilíbrio. 2.4. (A). 3. 3.1. (C). 3.2. Não está representado nenhum estado de equilíbrio, já que no gráfico não se regista a manutenção no tempo das concentrações de reagentes e de produto da reação.

Questões de Aula D2 SD1 1.

1.1. NH3(aq) + H2O(L) ⇌ NH+4(aq) + OH-(aq) 1.2. Brönsted e Lowry. 1.3. (C). [NH+4(aq)] * [OH-(aq)] ; constante de basicidade. 1.4. Kb = [NH3(aq)] 1.5. 1.ª etapa: Cálculo de [OH-(aq)]

pH = 9 ⇒ pOH = 14 – 9 = 5 ⇒ [OH-(aq)] = 10- 5 = 1,0 * 10- 5 mol dm- 3

2.ª etapa: Pela estequiometria da reação

[OH-(aq)] = [NH+4(aq)] = 1,0 * 10- 5 mol dm- 3 3.ª etapa: Cálculo de [NH3(aq)]

Kb = 1,8 * 10- 5 ⇒ 1,8 * 10- 5 = 2.

(1,0 * 10- 5)

2

[NH3(aq)]

⇔ [NH3(aq)] = 5,56 * 10- 6 mol dm- 3

2.1. HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCL(aq) + H2O(L) 2.2. pH = 7 2.3. 1.ª etapa: Cálculo de n(HCL) gasto na titulação

n(HCL) = 40,00 * 10- 3 * 0,1000 ⇔ n (HCL) = 4,000 * 10- 3 mol 2.ª etapa: Cálculo de n (NaOH) neutralizado

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n (NaOH) = n (HCL) = 4,000 * 10- 3 mol

3.ª etapa: Cálculo da massa de NaOH correspondente

m = n * M ⇔ m = 4,000 * 10- 3 * 40,00 ⇔ m = 0,16 g = 160 mg 4.ª etapa: Cálculo da % em massa de NaOH na soda cáustica 160 % m/m = * 100 = 93,0% 172

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Testes

3. (B). Sendo a condutibilidade de HCL superior à de HF, para o mesmo valor da concentração inicial, isso significa que existem mais iões em solução aquosa provenientes da ionização de HCL do que da ionização de HF, pelo que a frase (A) é falsa. Pelo mesmo motivo, a concentração de H3O+ proveniente de HCL será maior do que a proveniente de HF, pelo que o valor de pH será menor em HCL do que em HF, por isso a frase (C) é falsa.

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2.4. Embora a fenolftaleína não contenha na sua zona de viragem o valor de pH do ponto de equivalência, essa zona está contida na parte ascendente, praticamente vertical, da curva, em que a variação de pH é muito brusca. Pode, assim, servir para indicar o ponto final da titulação.

4. 4.1.

n=

1,06 m ⇔n= ⇔ n = 0,0100 mol 105,99 M

V=

0,0100 n ⇔V= ⇔ V = 0,010 cm3 c 1,0

4.2. A cor das fores do vaso I será rosa porque: Na2CO3(aq) → 2 Na+(aq) + CO23 (aq). O ião carbonato é a base conjugada de HCO3 , que é um ácido fraco, pelo que é uma base fraca e confere à solução características alcalinas ou básicas. A cor das flores do vaso II será azul porque: NH4CL(aq) → NH+4(aq) + CL-(aq). O ião amónio é o ácido conjugado de NH3(aq), que é uma base fraca, pelo que é um ácido fraco e confere à solução características ácidas. 5. 5.1. HZ – HX – HY, porque estão colocados pela ordem decrescente do valor do seu Ka. 5.2. Será HY, porque, como tem um menor valor de Ka, isso significa que se ionizou menos extensamente, originando uma menor concentração do ião H3O+. O pH terá, assim, o valor mais elevado dos três. [Y- ] * [H3O+ ] 5.3. Ka = [HY] 5.4. (A). 6. 6.1. O pictograma 5 – corrosivo. 6.2. Luvas, máscara, óculos de segurança, para além da bata. 6.3. O NaOH interfere na produção de resinas epóxi como catalisador, ou seja, aumenta a velocidade da reação que as produz. 6.4. 6.4.1. No ponto de equivalência:

n (HCL) = n (NaOH) ⇔ 0,0500 * 20,32 * 10- 3 = 10,00 * 10- 3 * c ⇔ c = 0,1016 mol dm- 3 6.4.2. Para responder, é necessário saber a concentração da solução a partir da massa dissolvida em 1,000 L de água: 4,521 n(NaOH) = ⇔n = 0,1130 mol 40,00 c=

0,1130 n ⇔c= ⇔ c = 0,1130 mol dm- 3 1,000 V Verifica-se que o valor de c encontrado na titulação é inferior ao previsto. Assim, as hipóteses são (A) e (B), pois o material foi adequado e, como se diz na introdução da questão, NaOH é higroscópico (adsorve humidade), adsorve CO2 (acidifica a solução), pelo que a concentração diminuiria. Entretanto, a bureta só poderia ser passada por HCL e o matraz teria de estar apenas seco.

7. A proporção estequiométrica é de 1 mol de cada composto para 2 mol de H+(aq). Será, então, mais vantajoso, em termos de custos, o composto que tiver a menor massa molar. M (CaCO3) = 100,09 g mol- 1 > M [Ca(OH)2] = 74,10 g mol- 1, logo, é mais vantajoso o Ca(OH)2.

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Propostas de Resolução das Questões de Aula 

8. 8.1. (B). 8.2. NaHCO3 → Na+(aq) + HCO-3; a partícula HCO-3 é anfotérica, podendo reagir com o ácido lático do leite, aumentando o valor de pH (tornar o leite menos ácido). 9.

9.1. HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCL(aq) + H2O(L)   DH < 0 9.2. 1.ª etapa: Determinação da concentração molar de NaOH(aq) 120 40,00 n c= ⇔c= ⇔ c = 3 mol dm - 3 1 V 2.ª etapa: Determinação do volume de HCL(aq) 2,0 * 3 = 12 * V ⇔ V = 0,5 dm3 9.3. 9.3.1. O ião HCO-3 é uma partícula anfotérica, podendo reagir como ácido ou como base. 9.3.2. HCO-3(aq) + HCL(aq) → CO2(g) + H2O(L) + CL-(aq) + HCO-3(aq) + NaOH(aq) → CO23 (g) + H2O(L) + Na (aq)

10.

(A) Falsa. Se o ácido for poliprótico e a base tiver apenas um grupo OH-, ou, inversamente, para haver neutralização, os volumes não serão iguais. (B) Falsa. O ácido conjugado de HPO24 é H2PO4 (aq). (C) Verdadeira. (D) Falsa. É necessário aumentar a concentração do ião OH-(aq) 100 vezes. (E) Falsa. Por ser uma base muito forte, KOH aumenta o pH da solução. (F) Falsa. É necessário reduzir 104 vezes a concentração do ião H+(aq).

11. (A) Verdadeira. (B) Falsa. (C) Verdadeira. (D) Falsa. 12. 12.1. pOH = - log (1,00 * 10- 5) ⇔ pOH = 5 ⇒ pH = 14 - 5 ⇔ pH = 9 12.2. O sumo de limão é ácido. Os iões H3O+ do ácido reagem com as partículas OH-, diminuindo a sua concentração. O equilíbrio evolui no sentido direto, diminuindo a concentração de metilamina e suavizando o cheiro. 12.3. Terá o efeito contrário, já que a lixívia é alcalina e os iões OH- da lixívia iriam aumentar a concentração desta espécie, fazendo o equilíbrio evoluir no sentido inverso, aumentando a concentração de metilamina e acentuando o cheiro.

Questões de Aula D2 SD2 1.

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1.1. Cálculo da massa de Fe2O3 pura em 1,0 t de minério: m = 1,0 * 106 g * 0,90 = 9,0 * 105 g

Cálculo da massa de ferro, obtida pela proporção estequiométrica: 159,70 g (Fe2O3) 9,0 * 105 g (Fe2O3) ⇔ m = 6,3 * 105 g = m 2 * 55,85 g (Fe)

O ferro-gusa tem, além de ferro, mais 7% de impurezas, logo: m (Fe-gusa) = 6,3 * 105 + 0,07 * 6,3 * 105 ⇔ m (Fe gusa) = 6,7 * 105 g

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Testes

Na 1.ª equação: – o número de oxidação do carbono em CO2 é + 4 e em CO é + 2 ⇒ houve uma redução; – o número de oxidação do carbono em C é 0 e em CO é + 2 ⇒ houve uma oxidação.

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1.2. As reações: CO2 + C → 2 CO e Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Na 2.ª equação: – o número de oxidação do ferro em Fe2O3 é + 3 e em Fe é 0 ⇒ houve uma redução; – o número de oxidação do carbono em CO é + 2 e em CO2 é + 4 ⇒ houve uma oxidação. 1.3. Na 1.ª equação: agente redutor – C; agente oxidante – CO2. Na 2.ª equação: agente redutor – CO; agente oxidante – Fe2O3. 2. (C). 3. 3.1. (B). 3.2. (B). 3.3. O estanho protege o ferro, porque o estanho tem um poder redutor mais forte do que o ferro e, por isso, oxida-se preferencialmente ao ferro. 4.

4.1. O ião Fe2+ foi oxidado a Fe3+ e o bromo líquido reduzido a ião brometo (Br-): Fe2+ → Fe3+ + 1 eBr2 + 2 e- → 2 Br4.2. 6 FeSO4(aq) + 3 Br2(L) → 2 Fe2(SO4)3(aq) + 2 FeBr3(aq)

5. 5.1. (B), (C) e (D). 5.2. Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e5.3. Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Questões de Aula D2 SD3 1. 1.1. (B). Seria o sulfato de cálcio, CaSO4, por ser o que apresenta menor solubilidade. 1.2. (C). 2.

2.1. (B), porque se verifica o efeito do ião comum: o ião Br- adicionado ao equilíbrio fá-lo evoluir no sentido da formação de AgBr, pelo que a solubilidade diminui. 2.2. A adição de NH3(aq) iria provocar a formação, com o ião Ag+, do ião complexo muito estável [Ag(NH3)2]+. A concentração de Ag+ diminuiria, pelo que o equilíbrio iria evoluir no sentido inverso, aumentando a solubilidade de AgBr(s).

3. A mais extensamente solúvel em água é a vitamina B6, pois as suas moléculas podem estabelecer ligações de hidrogénio com as moléculas de água. A mais extensamente solúvel em gordura é a vitamina E, pois, embora tenha uma cabeça polar, a maior parte da molécula é apolar, pelo que se dissolve bem em moléculas apolares como as dos lípidos. 4. (A) Falsa. 5.

(B) Verdadeira.

(C) Falsa.

(D) Falsa.

5.1. Na2SO4.10 H2O; m (Na2SO4.10 H2O) = (40 – 20) = 20 g 5.2. 20 g de sal em 100 g de água equivalem a 20 g de sal em 120 g de solução: msoluto 20 % m/m = * 100 ⇔ % m/m = * 100 ⇔ % m/m = 16,7% msolução 120

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Provas Globais

■■

■■

Prova Global 1

■■

Prova Global 2

■■

Prova Global 3

Critérios específicos de classificação

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Prova Global 1 

Provas Globais

Grupo I HQEN11DP-IA © Porto Editora

O ácido sulfúrico (H2SO4) é referido como um produto químico universal, “rei dos químicos”, devido às suas numerosas aplicações como matéria-prima ou agente de processamento. Este ácido é usado em quase todas as indústrias, tais como: fertilizantes, produtos farmacêuticos, gasolina, baterias de automóveis, branqueamento de papel e de açúcar, tratamento de águas, fibras celulósicas, fabrico do aço, regeneração das resinas de permuta iónica,… 1. Na ficha de segurança do ácido sulfúrico aparecem as seguintes frases de perigo, H (Hazard), e de precaução, P (Precaution): H290 Pode ser corrosivo para os metais. H314 Provoca queimaduras na pele e lesões oculares graves. P203 Evitar libertar para o ambiente.

1

2

3

1.1. Selecione os pictogramas que devem figurar em camiões-tanque para transporte deste ácido.

1.2. Refira os equipamentos de proteção individual (EPI) que devem ser usados pelas pessoas que manipulam estes produtos.

4

5

7

8

6

9

2. A tabela seguinte mostra a percentagem de ácido sulfúrico usado no fabrico de várias substâncias. Uso do ácido sulfúrico

% H2SO4

Fertilizantes

35

Químicos e detergentes

30

Tintas e corantes

20

Fibras naturais e “man-made”

10

Refinação do petróleo e metais

5

Fibras naturais e “man-made” – 10%

    

Desenhe na sua prova a parte do gráfico circular que corresponde a ácido sulfúrico usado em fertilizantes. 3. O ácido sulfúrico é um ácido forte na sua primeira ionização, mas não na segunda, na qual apresenta um valor de Ka = 1,3 * 10- 2. 3.1. De acordo com estas informações e usando as setas → ou ⇌, complete os seguintes esquemas: H2SO4(aq) + H2O(L)

(aq) + H2O(L)

HSO-4(aq) +

(aq)

SO (aq) + H3O (aq) 24

+

3.2. Classifique a partícula HSO-4(aq) quanto ao seu comportamento ácido-base.

4. Na atmosfera, encontra-se H2SO4 de natureza antropogénica que atinge a Terra sob a forma de deposição ácida, nas formas seca e húmida (chuvas ácidas), constituindo um grande problema ambiental. Num pequeno texto, refira-se a este problema, abordando os seguintes tópicos: – citar os gases que provocam as chuvas ácidas e as suas fontes; – escrever as equações que dão origem a H2SO4; – referir o impacte ambiental que advém dessa deposição.

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Prova Global 1 

Grupo II A Tabela Periódica atual foi modificada desde a tabela original de Mendeleev. Contudo, tanto uma como a outra são importantes pela mesma razão: a Tabela Periódica organiza os elementos de acordo com propriedades semelhantes, de tal modo que se pode enumerar as propriedades dos elementos e das substâncias elementares que lhe correspondem somente olhando para a sua posição na tabela. A figura representa um extrato da Tabela Periódica. Alguns símbolos foram substituídos pelas letras de A a K. J A

B D

I

E

F K

C

H G

1. Use as referidas letras para identificar: I. O metal alcalino menos reativo. II. O elemento de menor raio atómico. III. O elemento de menor energia de primeira ionização. IV. Um metal de transição. V. Um elemento do 4.° período considerado quimicamente inerte. VI. O elemento de configuração eletrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1x 3p1y 3p0z. VII. O elemento do 2.° período cujo átomo apresenta três valores de energia de remoção dos seus eletrões. 2. Os elementos assinalados podem ligar-se para originar agregados diferentes – moleculares, iónicos e metálicos. Usando os termos: covalente, metálica, iónica, dipolo-dipolo, dipolo instantâneo-dipolo induzido complete as seguintes frases. (A) Os átomos de E ligam-se entre si através de uma ligação

.

(B) Os átomos de A e B ligam-se entre si através de uma ligação

.

(C) Os átomos de B ligam-se entre si através de uma ligação

.

(D) Átomos do elemento J ligam-se a átomos do elemento I para formar moléculas do tipo J2I. Estas molé. culas interatuam através de interações (E) Átomos do elemento K ligam-se entre si para formar moléculas do tipo K2. Estas moléculas interatuam . através de interações 3. A densidade relativa d é uma das propriedades características das substâncias. Considere-se o alumínio, constituído por átomos do elemento com o mesmo nome, 13AL. 3.1. Escreva a configuração eletrónica desenvolvida de um átomo de alumínio no estado fundamental. 3.2. Para determinar o valor de d, usou-se um procedimento laboratorial que se pode resumir no esquema seguinte.

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A

62,12 g

B

75,85 g

C

74,64 g

3.2.1. Calcule a densidade relativa d do material de que são feitas as esferas.

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Provas Globais

Material Chumbo

Densidade relativa (d)

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3.2.2. As esferas que se encontram sobre a balança são, supostamente, de alumínio. Utilizando o valor encontrado em 3.2.1. e a tabela de valores de d, conclua se as esferas poderão ser de alumínio ou de outro material que conste da tabela. Justifique.

11,35

Cobre

8,96

Ferro

7,87

Alumínio

2,70

Grupo III O calcário é uma rocha usada na manufatura do vidro e do betão, sendo o seu principal componente o carbonato de cálcio, CaCO3 (M = 100,09 g mol– 1). A Natureza, sempre surpreendente, fez também deste sal o principal componente da casca dos ovos e das estalactites e estalagmites das grutas. Para a questão 2. e as alíneas 3.1. e 3.2., deverá apresentar todas as etapas de resolução. 1. Indique o tipo de ligação química que ocorre entre as partículas constituintes do carbonato de cálcio e identifique essas partículas. 2. Calcule a fração mássica de oxigénio no carbonato de cálcio.

3. Quando se aquece fortemente o carbonato de cálcio, forma-se óxido de cálcio, CaO (M = 56,08 g mol- 1), e dióxido de carbono, CO2, segundo a equação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

3.1. Prove a seguinte afirmação: “Se o objetivo desta reação for a preparação de CaO, a sua economia atómica é 56%.” 3.2. Calcule a massa de calcário, com 95% de carbonato de cálcio, necessária para a produção de 3,93 * 103 dm3 de dióxido de carbono (CNPT), supondo a reação completa. 3.3. Se o rendimento da reação fosse apenas de 50%, qual seria a massa de carbonato de cálcio necessária para a produção do mesmo volume de dióxido de carbono, nas mesmas condições? (A) A mesma. (B) Metade. (C) O dobro. (D) O quádruplo.

3.4. A constante do produto de solubilidade do equilíbrio de CaCO3 com os seus iões é Ks = 5,0 * 10- 9. CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO23 (aq)

3.4.1. O valor da solubilidade de CaCO3, expresso em mol dm- 3, é: (A) 5,0 * 10- 9

(B) (5,0 * 10- 9)2

(C) Q 5,0 * 10- 9 R 2 1

(D) Q 5,0 * 10- 9 R 3 1

3.4.2. Explique o efeito da adição de HCL(aq) ao sistema em equilíbrio.

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Prova Global 1 

4. A decomposição térmica de permanganato de potássio, sob vácuo, é um dos métodos utilizados na preparação controlada de dioxigénio puro, de acordo com a seguinte equação química: 2 KMnO4(s) → K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g) 4.1. Mostre que a seguinte afirmação é verdadeira: “Nesta reação, ocorre a redução do elemento Mn duas vezes e a oxidação do elemento O.” 4.2. A variação do número de oxidação de Mn, em KMnO4 e em MnO2, é: (A) + 7 (B) + 4 (C) + 3 (D) - 3

Solubilidade / (g de soluto/100 g de água)

4.3. O permanganato de potássio, KMnO4, é um sal muito solúvel em água. A curva de solubilidade em função da temperatura é a da figura seguinte. 24 22 20 18 16 14 12 10 8 6 4 2 0

10

20

30 40 50 Temperatura / ˚C

60

70

De acordo com a curva de solubilidade, classifique as frases seguintes de verdadeiras (V) ou falsas (F). Justifique a resposta apresentando todos os cálculos que tiver de efetuar nas frases (B), (C) e (D). HQEN11DP-IA © Porto Editora

(A) A dissolução deste sal é um processo exotérmico. (B) Uma solução, a 20 °C, que contenha 15 g de KMnO4 dissolvidos em 150 g de água é sobressaturada. (C) A 40 °C, todas as soluções que tenham concentração molar em KMnO4 igual ou inferior a 0,76 mol dm- 3 são insaturadas. (D) Uma solução, a 60 °C, que contenha 250 mL de água e 60 g de KMnO4, está saturada.

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Provas Globais

Critérios específicos de classificação da Prova Global 1 Cotação/ pontos

Critérios Grupo I

1.1.

1.2.

Pictogramas 5 e 9 ou 8 e 9 ou 8 e 5 – 3 pontos por cada pictograma Uso de luvas, óculos de segurança e máscara – 2 pontos por cada EPI

2 * 3 pontos

6

3 * 2 pontos

6

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N.° da questão

5 pontos

– Reconhecer que cada setor circular representa 5% Fibras naturais e “man-made” – 10%

2.

– Utilizar 7 setores circulares para representar a percentagem de fertilizantes H2SO4(aq) + H2O(L) → HSO (aq) + H3O (aq) HSO-4(aq) + H2O(L) ⇌ SO (aq) + H3O+(aq) 4 24

3.1.

– 2 pontos por cada seta e por cada partícula 3.2.

8

Fertilizantes – 35%

3 pontos

+

2 * 2 pontos + 2 * 2 pontos

É uma partícula anfiprótica ou anfotérica, atuando como base ou como ácido, dependendo da espécie com que reage.

8

6

Os gases poluentes SO2 e SO3 são causados pelas emissões das fábricas, da queima de combustíveis fósseis nos veículos e centrais energéticas. Reagem com a água da atmosfera, segundo as equações:

4.

SO2(g) + H2O(L) → H2SO3(aq) 1 H2SO3(aq) + O2(g) → H2SO4(aq) 2 A chuva ácida pode cair em áreas longe das fontes de poluição e afeta tanto a vegetação como a vida animal, bem como os edifícios e todos os tipos de objetos, especialmente aqueles que contêm mármore ou calcário. – Refere os gases SO2 e SO3 – Cita pelo menos duas fontes – Escreve as duas equações – Cita o impacte nas peças de calcário e outro

14 2 * 2 pontos 2 * 1 ponto 2 * 3 pontos 2 * 1 ponto

Grupo II 1.

I – A; II – B; III – G; IV – E; V – F; VI – D; VII – B

7 * 2 pontos

14

2.

(A) metálica; (B) iónica; (C) covalente; (D) dipolo-dipolo; (E) dipolo instantâneo‑dipolo induzido. 

5 * 2 pontos

10

3.1.

AL – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1x 3p0y 3p0z

13

6

38

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Prova Global 1 Critérios específicos de classificação

N.° da questão d=

3.2.1.

3.2.2.

Cotação/ pontos

Critérios mB - mA 75,85 - 62,12 ⇔d= ⇔ d = 11,35 mB - mC 75,85 - 74,64

– Reconhece que a massa das esferas é dada pela diferença entre os valores das massas indicadas em B e em A – Reconhece que a massa do volume de água deslocada pelas esferas é a diferença das massas indicadas em B e em C mB - mA – Escreve a expressão d =  mB - mC – Realiza os cálculos e indica o valor adimensional

5 pontos

15

4 pontos 3 pontos 3 pontos

As esferas não podem ser de alumínio, porque o valor da sua densidade relativa é muito diferente do valor de dalumínio. Comparando com os valores da tabela, existe grande probabilidade de serem de chumbo.

8

– Compara o valor obtido com os tabelados e tira uma conclusão 4 pontos – Identifica um material com valor de d aproximado ao encontrado como justificação 4 pontos Grupo III 1.

2.

3.1.

Ligação iónica entre iões Ca2+e CO23 w=

m (O)

16,00 ⇔ w = 0,1598 100,09

M (CaCO3) – Escreve a expressão de w para o caso de um composto – Efetua os cálculos corretamente

6 pontos 4 pontos

56,08 * 100 = * 100 = 56,03% 100,09 M (CaCO3) – Escreve a expressão de economia atómica – Efetua os cálculos corretamente

6 pontos 6 pontos

1.ª etapa: Cálculo da quantidade de CaCO3, necessária, pelas proporções estequiométricas

6 pontos

Economia atómica (%) =

1 mol (CaCO3)

3.2.

⇔w=

6

22,4 dm3 (CO2)

=

M (CaO)

n ⇔ n = 175,4 mol 3,93 * 103 dm3 (CO2) 5 pontos

3.ª etapa: Cálculo da massa de calcário que contém 95% de CaCO3 1,756 * 104 g mcalcário = ⇔ mcalcário = 1,85 * 104 g = 1,85 * 101 kg 0,95 (C)

3.4.1.

(C)

12

15

2.ª etapa: Cálculo da massa de CaCO3 correspondente a n m = n * M ⇔ m = 175,4 * 100,09 ⇔ m = 1,756 * 104 g

3.3.

10

4 pontos 5 8 23

– Conclui que a solubilidade aumenta – Evoca o Princípio de Le Châtelier – Prevê o sentido da evolução do sistema

6 pontos 3 pontos 3 pontos

12

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3.4.2.

A solubilidade de CaCO3 aumentaria, já que HCL reagiria com o ião CO , por ser uma base, e a sua concentração no equilíbrio diminuiria. Pelo Princípio de Le Châtelier, o sistema evoluiria no sentido direto, dissolvendo CaCO3.

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Provas Globais

4.1.

O elemento Mn tem: em KMnO4, n.o. = + 7; em K2MnO4, n.o = + 6; em MnO2, n.o. = + 4. Logo, é reduzido duas vezes. O elemento O tem: em KMnO4, n.o. = - 2; em O2, n.o. = 0. Logo, é oxidado. – Calcula os n.o. nas 3 espécies – Conclui que há duas oxidações e uma redução

4.2.

Cotação/ pontos

Critérios

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N.° da questão

10

6 pontos 4 pontos

(D) Variação do n.o. = + 4 - ( + 7) = - 3

6

(A) Falsa. A solubilidade aumenta com o aumento da temperatura, logo é endotérmico. – Conclui a falsidade da afirmação – Justificação

1 ponto 2 pontos

(B) Verdadeira. 15 g (KMnO4) x = ⇔ x = 10 g (KMnO4) 100 g (H2O) 150 g (H2O) Fazendo a leitura no gráfico do valor 10 g/100 mL a 20 °C, conclui-se que a solução é sobressaturada. – Conclui a falsidade da afirmação – Justificação

4.3.

1 ponto 2 pontos

(C) Verdadeira. 1.ª etapa: Quantidade de KMnO4 em 100 mL de água (Vsolução ≈ Vágua) n n c = ⇔ 0,76 = ⇔ n = 0,076 mol V 100 * 10- 3 2.ª etapa: Massa de KMnO4 em 100 mL de água m = n * M = 0,076 * 158,04 = 12,01 g

15

3.ª etapa: Como o valor da solubilidade, a 40 °C, é ligeiramente superior ao valor 12,01 g/100 mL, as soluções com concentrações abaixo desse valor são insaturadas. – Conclui a veracidade da afirmação – Justificação

1 ponto 2 pontos

(D) Falsa. Uma solução, a 60 °C, que contém 55 g de KMnO4 em 250 g de água, é equivalente a uma solução que contém 22 g em 100 g de água, por isso está saturada, pois, no gráfico, está sobre a linha de saturação. – Conclui a falsidade da afirmação – Estabelece a proporção para 100 g de água – Conclui que é saturada, por verificação no gráfico

1 ponto 2 pontos 3 pontos

40

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Prova Global 2 

Prova Global 2 

Grupo I O óxido de titânio(IV) é particularmente útil para o tratamento de água não potável. Funcionando como um filtro, o material é eficiente e tem baixo custo – evitando incrustações e bloqueando a passagem de quaisquer contaminantes. No entanto, para obter óxido de titânio(IV) puro, primeiramente este tem de ser convertido em tetracloreto de titânio, TiCL4, que depois é submetido a vários tratamentos para regenerar o óxido de titânio(IV), TiO4, já purificado.

1. A reação de conversão, em sistema fechado, do óxido de titânio(IV), TiO2 (M = 79,87 g mol- 1), de pureza 70%, em tetracloreto de titânio, TiCL4 (M = 189,67 g mol- 1), pode ser traduzida por: TiO2(s) + 2 CL2(g) + C(s) → TiCL4(L) + CO2(g)

Considere que se fez reagir 200 g de TiO2(s) com 220 g de cloro gasoso e com 500 g de carvão, que se encontra em excesso. 1.1. Determine o reagente limitante. Apresente todas as etapas de resolução. 1.2. Um rendimento de 80% significa que: (A) apenas se formam 80% dos produtos de reação. (B) gastam-se 80% dos reagentes e formam-se 80% dos produtos de reação. (C) gastam-se 80% dos produtos de reação e formam-se 80% dos reagentes. (D) apenas se gastam 80% dos reagentes. 1.3. Suponha que a reação apresenta um rendimento de 80%. Calcule o valor da massa de sólidos que persiste após o final da reação. Apresente todas as etapas de resolução.

1.4. A economia atómica deste processo de produção de TiCL4(L) é de: (A) 100%

(B) 18,8% (C) 81,2% (D) 0%

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1.5. A reação apresentada é uma reação de oxidação-redução. A espécie oxidante e a espécie redutora são, respetivamente: (A) TiO2; C (B) CL2; C (C) C; CL2 (D) CL2; TiCL4

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Provas Globais

Grupo II O ácido sulfúrico, cuja fórmula química é H2SO4, é um dos produtos químicos mais importantes a nível mundial. Devido à sua grande procura, foram desenvolvidos processos de obtenção a custos rentáveis. Um destes processos permite produzir ácido sulfúrico a partir de dióxido de enxofre, SO2, que é obtido queimando enxofre ou calcinando minérios ricos em sulfuretos metálicos.

2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)  DH < 0 Seguidamente, o trióxido de enxofre reage com a água, até se obter ácido sulfúrico concentrado. A constante de equilíbrio, Kc, da reação anterior, a uma temperatura de 1000 K, tem o valor de 0,0413.

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1. Uma mistura de dióxido de enxofre e ar passa sobre um catalisador quente (óxido de vanádio), processo que se pode traduzir pela seguinte equação:

1.1. Considerando que no instante t a reação se encontra em equilíbrio, à temperatura T, pode afirmar-se que no sistema: (A) a nível submicroscópico não ocorrem reações em nenhum dos sentidos, direto ou inverso. (B) a nível macroscópico não se verificam alterações. (C) a reação que ocorre no sentido direto pode ser considerada como terminada. (D) a reação que ocorre no sentido inverso pode ser considerada como terminada. 1.2. Para a temperatura de 1000 K, verificou-se que a concentração de equilíbrio do trióxido de enxofre, em solução, era 2,0 * 10- 3 mol dm- 3. Sabendo que a concentração de equilíbrio do dióxigénio, em solução, é 25% da concentração de equilíbrio do trióxido de enxofre, determine a concentração inicial do dióxido de enxofre. Apresente todas as etapas de resolução. Apresente o resultado final com três algarismos significativos. 1.3. Tendo em conta a informação disponibilizada em relação à constante de equilíbrio, uma forma de otimizar o processo anterior seria: (A) diminuir a pressão a que o sistema está submetido. (B) aumentar a temperatura do sistema. (C) diminuir a concentração do trióxido de enxofre. (D) retirar dioxigénio do sistema. 1.4. Considere que, à temperatura de 1000 K, se procede a uma perturbação do equilíbrio químico, por adição de dioxigénio. O valor do quociente da reação, Qc, é: (A) igual ao de Kc, pois a temperatura é a mesma. (B) diferente do de Kc, sendo superior a este. (C) diferente do de Kc, sendo inferior a este. (D) igual ao de Kc, pois só se pode determinar o valor de Qc em condições de equilíbrio.

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Prova Global 2 

Grupo III “Um adulto médio produz diariamente cerca de 2 a 3 L de suco gástrico. O suco gástrico é um fluido digestivo ácido, pouco viscoso, segregado pelas glândulas existentes na membrana mucosa que reveste o estômago. Contém, entre outras substâncias, ácido clorídrico. O pH do suco gástrico é cerca de 1,5.” Adaptado de Química, Chang, 5.ª edição

1. Considerando que o ácido clorídrico é um ácido muito forte, pode prever-se que: (A) a sua ionização é parcial. (B) a sua dissociação é completa. (C) a sua dissociação é parcial. (D) a sua ionização é completa.

2. Quando ocorre alteração da acidez no estômago, por excesso de iões H3O+, o recurso a um antiácido é uma forma bastante eficaz de restabelecer o pH original. Um antiácido usado é o leite de magnésia [Mg(OH)2], que reage com o ácido clorídrico segundo a equação:

Kw × 10-14 5,50

Mg(OH)2(s) + 2 HCL(aq) → MgCL2(aq) + 2 H2O(L)

4,50

Tendo em conta a informação do texto e o gráfico da figura ao lado, determine o valor da concentração de iões hidróxido no estômago, sabendo que este se encontra à temperatura de 36 °C.

2,50

3,50 1,50 0,50 0

Apresente todas as etapas de resolução.

10

20 30 40 Temperatura / ˚C

50

60

3. Indique se a autoionização da água é um processo: (A) endotérmico, com DH > 0. (B) exotérmico, com DH > 0.

(C) endotérmico, com DH < 0. (D) exotérmico, com DH < 0.

4. A reação de combate da acidez no estômago pode ser realizada em laboratório, numa operação designada por titulação. 4.1. Faça a legenda da figura ao lado. A

D

B C

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D 4.2. Considere que se titularam 25,00 mL de ácido clorídrico, de concentração 0,1012 mol dm- 3, com uma solução aquosa de hidróxido de magnésio, de concentração 0,2000 mol dm- 3. Determine o volume da solução aquosa de hidróxido de magnésio gasto até se atingir o ponto de equivalência.

A C B

Apresente todas as etapas de resolução.

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Provas Globais

Indicador

pKInd

Zona de viragem

Cor da forma ácida

Cor da forma alcalina

Azul de bromofenol

3,9

2,8 – 4,6

Amarela

Azul

Alaranjado de metilo

3,7

3,1 – 4,5

Vermelha

Amarela

Verde de bromocresol

4,7

3,8 – 5,4

Amarela

Azul

Vermelho de metilo

5,1

4,4 – 6,2

Vermelha

Amarela

Tornesol

6,4

5,0 – 8,0

Vermelha

Azul

Azul de bromotimol

6,9

6,0 – 7,6

Amarela

Azul

Fenolftaleína

9,1

8,3 – 10,0

Incolor

Carmim

Amarelo de alizarina

11,0

10,0 – 12,1

Amarela

Vermelha

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5. Considerando a reação ácido-base apresentada, selecione, justificando, um indicador adequado para determinar o ponto final da titulação.

Grupo IV Uma água potável consiste na água utilizada para consumo e deve satisfazer determinadas condições, de acordo com a legislação de cada país. Segundo algumas legislações, a concentração máxima permitida de chumbo (iões Pb2+) na água potável é de 0,050 ppm.

Águas de diferentes fontes (A, B e C) foram analisadas para verificar se estavam dentro dessa especificação. Os dados dessa análise estão representados na tabela seguinte. Fonte

V de água analisada / cm3

n de iões Pb2+ / mol

A

100

1,0 * 10- 8

B

100

C

50

2,0 * 10- 8

1,5 * 10- 8

1. Determine a composição da água B expressa em concentração mássica. 2. Identifique a fonte que debita água imprópria para consumo. Apresente todas as etapas de resolução. 3. Se diluir a amostra A de um fator de diluição 3, a concentração molar da nova solução passará a ser, em relação à inicial: (A) o triplo 1 (B) 3 (C) a mesma 1 (D) 9

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Prova Global 2 

Grupo V A baixa solubilidade de alguns iões tóxicos tem sido “aproveitada” pela medicina.

Um dos exemplos é a suspensão de sulfato de bário, BaSO4 (M = 233,43 g mol– 1), administrada a pacientes que precisem de realizar uma radiografia na zona abdominal. Na tabela seguinte apresentam-se algumas propriedades do sulfato de bário, um sólido cristalino branco. Propriedade

Valor

Densidade

4,50 g cm- 3

Ponto de fusão

1580 °C

Ponto de ebulição

1600 °C

Constante de produto de solubilidade, Ks

1,0842 * 10- 10 (25 °C)

1. Determine a solubilidade, s, do sulfato de bário em água, a 25 °C. Apresente todas as etapas de resolução. 2. Selecione a opção que completa os espaços em branco de modo a obter uma afirmação correta. A solubilidade do sulfato de bário é solução de .

numa solução de ácido sulfúrico do que numa

(A) maior… cloreto de bário (B) maior… hidróxido de sódio (C) menor… cloreto de bário (D) menor… hidróxido de sódio

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(Considere que as soluções referidas apresentam o mesmo valor de concentração molar.)

3. Em 0,45 g de sulfato de bário puro existem:

(A) 1,21 * 1021 iões Ba2+ e o composto iónico ocupa o volume de 0,10 dm3.

(B) 2,42 * 1021 iões Ba2+ e o composto iónico ocupa o volume de 0,10 dm3. (C) 2,42 * 1021 iões Ba2+ e o composto iónico ocupa o volume de 0,10 cm3. (D) 1,21 * 1021 iões Ba2+ e o composto iónico ocupa o volume de 0,10 cm3.

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Provas Globais

Critérios específicos de classificação da Prova Global 2 Cotação/ pontos

Critérios Grupo I 1.ª etapa: Determina a quantidade química de óxido de titânio(IV), tendo em conta o grau de pureza (70%) 0,70 * 200 g n (TiO2) = = 1,75 mol 79,87 g/mol

1.1.

2.ª etapa: Determina a quantidade química de cloro gasoso 220 g n (CL2) = = 3,1 mol 70,70 g/mol 3.ª etapa: Pela estequiometria da reação verifica-se que é necessária a quantidade 3,5 mol de CL2 para consumir todo o TiO2. Dado que só existe a quantidade 3,1 mol de CL2, este é o reagente limitante

1.2.

4 pontos

2 pontos

12

6 pontos

(B)

8

1.ª etapa: Pela estequiometria da reação verifica-se que, para uma reação completa, a quantidade de TiO2 que reage é 1,75 mol e a quantidade de carbono é 3,1 mol

1.3.

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N.° da questão

5 pontos

2.ª etapa: Para uma reação química com o rendimento de 80% n (TiO2)(que reagiu) = 0,8 * 1,75 mol = 1,4 mol n (C)(que reagiu) = 0,8 * 3,1 mol = 2,48 mol m (TiO2)(que reagiu) = 1,4 mol * 79,87 g mol- 1 = 111,82 g m (C)(que reagiu) = 2,48 mol * 12,01 g mol- 1 = 29,78 g

1,5 ponto 1,5 ponto 1,5 ponto 1,5 ponto

3.ª etapa: A massa sólida que persiste após o final da reação é m (TiO2)(que sobrou) = 200 g - 111,82 g = 88,18 g m (C)(que sobrou) = 500 g - 29,78 g = 470,22 g m (total)(que sobrou) = 88,18 g + 470,22 g = 558,40 g

2 pontos 2 pontos 1 ponto

16

1.4.

(C)

8

1.5.

(B)

8 Grupo II

1.1.

(B)

1.ª etapa: Como [SO3]e = 2,0 * 10 mol dm e tendo em conta que [O2]e = 25% [SO3]e, então [O2]e = 0,25 * 2,0 * 10- 3 mol dm- 3 -3

8

-3

4 pontos

2.ª etapa: Escreve a constante de equilíbrio para a reação química e determina a concentração de SO2 no equilíbrio

1.2.

Kc =

[SO3 ] e

2

[SO2 ] e * [O2 ] e 2

⇔ 0,0413 =

⇔ (2,0 * 10- 3)

2

[SO2 ] e * (0,25 * 2,0 * 10 3) 2

-

12

⇔

⇔ [SO2]e = 4,4 * 10- 1 mol dm- 3 3.ª etapa: Determina a concentração de SO2 inicial [SO2]e = [SO2]inicial - 2 * [O2]e [SO2]inicial = 4,4 * 10- 1 + 2 * (0,25 * 2,0 * 10- 3 mol dm- 3) [SO2]inicial = 4,41 * 10- 1 mol dm- 3

4 pontos

4 pontos

1.3.

(C)

8

1.4.

(C)

8

46

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4/2/16 6:52 PM

Prova Global 2 Critérios específicos de classificação

N.° da questão

Cotação/ pontos

Critérios Grupo III

1.

2.

(D)

8

1.ª etapa: Através da informação disponibilizada no texto conclui que [H3O+] = 10- 1,5 mol dm- 3

4 pontos



4 pontos

2.ª etapa: Consultando o gráfico, deduz que, a 36 °C, Kw = 2,25 * 10

- 14

3.ª etapa: Pela expressão da constante de equilíbrio para a reação de autoionização da água, determina: [OH-] = 7,1 * 10- 13 mol dm- 3 3. 4.1.

12

4 pontos

(A)

8

A – Balão volumétrico; B – Suporte universal;

4 * 2 pontos

C – Matraz ou balão de Erlenmeyer; D – Bureta 

8

1.ª etapa: Determina a quantidade química de ácido clorídrico

4.2.

nHCL = c * V ⇔ nHCL = 0,1012 * 25,00 * 10- 3 ⇔ nHCL = 2,53 * 10- 3 mol

4 pontos

2.ª etapa: Pela estequiometria da reação podemos concluir que, no ponto de equivalência, a quantidade química de Mg(OH)2 em solução é metade do valor da quantidade química de HCL

4 pontos

3.ª etapa: Determina o volume de hidróxido de magnésio gasto 1 * 2,53 * 10- 3 n (Mg(OH)2) 2 cMg(OH) = ⇔ 0,20000 = ⇔ V V -3 3 ⇔ V = 6,325 * 10 dm 

4 pontos

O azul de bromotimol poderia ser utilizado para determinar o ponto final da titulação, dado que o seu pKInd é muito próximo do pH do ponto de equivalência (pH = 7)

4 pontos

Para além disso, apresenta a zona de viragem contida na zona de variação brusca de pH que ocorre no ponto de equivalência

4 pontos

12

2

5.

8

Grupo IV

1

cm =

m n*M ⇔ cm = ⇔ V V

⇔ cm =

2,0 * 10- 8 * 207,21 100 * 10- 3

8

cm = 4,1 * 10- 5 g dm- 3

1.ª etapa: Determina as concentrações mássicas das diferentes soluções cm = A

cm = B

cm = C

2.

m n*M ⇔ cm = ⇔ cm = V V A

A

1,0 * 10- 8 * 207,21 100 * 10- 3

⇔ cm = 2,1 * 10- 5 g dm- 3

3 * 1,5 ponto

A

2,0 * 10- 8 * 207,21 m n*M ⇔ cm = ⇔ cm = ⇔ cm = 4,1 * 10- 5 g dm- 3 V V 100 * 10- 3 B

B

B

1,5 * 10- 8 * 207,21 m n*M ⇔ cm = ⇔ cm = ⇔ cm = 6,2 * 10- 5 g dm- 3 V V 50 * 10- 3 C

C

C

2.ª etapa: Determina a concentração, em ppm, das diferentes soluções cm = 2,1 * 10- 5 * 103 mg dm- 3⇔ cm = 0,021 ppm

3 * 2 pontos

12

cm = 4,1 * 10- 5 * 103 mg dm- 3⇔ cm = 0,041 ppm A

cm = 6,2 * 10- 5 * 103 mg dm- 3 ⇔ cm = 0,062 ppm B

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A

C

B

C

3.ª etapa: Conclui, com base no texto, que a fonte que debita água imprópria para consumo é a fonte C, pois o seu valor de concentração em iões chumbo é superior ao permitido por lei 3.

(B)

1,5 ponto 8

47

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Provas Globais

Cotação/ pontos

Critérios Grupo V

1.

1.ª etapa: Escreve a expressão da constante de produto de solubilidade do sulfato de bário BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + SO24 - (aq) Ks = [Ba2+] * [SO24 ] 2.ª etapa: Considerando s a solubilidade dos iões bário e sulfato em água, determina o seu valor Ks = s * s ⇔ ⇔ 1,0842 * 10- 10 = s2 ⇔ ⇔ s = 1,04 * 10- 5 mol dm- 3

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N.° da questão

6 pontos

12 6 pontos

2.

(D)

8

3.

(C)

8

48

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Prova Global 3 

Prova Global 3 Critérios específicos de classificação

Grupo I Em vez de carregar botijas pesadas de oxigénio a alta pressão, a maior parte dos aviões tem capacidade de gerar quimicamente oxigénio, na eventualidade de uma emergência.

Dez segundos depois de ser ativado, o fluxo de produção atinge um máximo de 3,6 dm3 min– 1, que dura, aproximadamente, 50 s antes de falhar, como o gráfico evidencia. Dado: Vm = 24,0 dm3 mol– 1 (à temperatura ambiente)

A equação química que traduz a reação de decomposição do clorato de sódio, para formar oxigénio gasoso e cloreto de sódio sólido, é 2 NaCLO3(s) → 2 NaCL(s) + 3 O2(g)

Fluxo de oxigénio (por pessoa) / dm3 min-1

Estes geradores são tipicamente compostos por uma mistura de clorato de sódio, limalha de ferro e peróxido de bário, BaO2. Uma vez iniciado o processo, o clorato de sódio, NaCLO3 (M = 106,44 g mol– 1), experimenta uma decomposição térmica produzindo oxigénio gasoso. O ferro combina-se com algum oxigénio para produzir calor suficiente para manter a reação. 4,0 3,0

3,6

2,0

1,2 0,7

1,0

0

1

2

3

3,5

4

5 6 7 8 Tempo / min

9

10 11 12

1. Calcule a massa de clorato de sódio necessária para produzir 6 dm3 de oxigénio gasoso à temperatura ambiente, se a reação for completa. Apresente todas as etapas de resolução. 2. A fórmula para fazer uma estimativa do volume total de oxigénio gasoso, em dm3, produzido pelo gerador nos 12 min de produção, é a seguinte: 50 3,5 + (5 - 3,5) * (1,2 - 0,7) (12 - 5) + (11 - 5) 50 60 + + 3,6 * * (3,6 - 1,2) + * 0,7 60 2 2 2 2.1. Identifique no gráfico a que corresponde cada uma das quatro parcelas desta soma. 2.2. O volume de oxigénio de 10,12 dm3 é o valor efetivamente produzido pelo gerador. Contudo, houve alguma perda deste valor na reação com o ferro, como o texto refere. Se houve aproveitamento de apenas 80%, a quantidade, n, de NaCLO3 necessária pode ser calculada por: 2 * 10,12 3 * 24,0 (A) n = * 0,80 (C) n = 3 * 24,0 * 0,80 2 * 10,12 3 * 24,0 * 0,80 2 * 10,12 (D) n = * 0,80 (B) n = 2 * 10,12 3 * 24,0 3. Um aparelho portátil para respiração em circuito fechado contém um fornecimento de oxigénio semelhante ao descrito para o avião. O referido aparelho também contém um meio de eliminar o dióxido de carbono exalado na respiração. Frequentemente, o superóxido de potássio (KO2) é usado para este fim. KO2 reage com a água, libertando mais oxigénio, e o subproduto desta reação absorve CO2.

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3.1. As equações das duas reações citadas no texto são: 4 KO2(s) + 2 H2O(L) → 3 O2(g) + 4 KOH(aq) KOH(aq) + CO2(g) → KHCO3(aq)

3.1.1. Prove que a economia atómica da reação de obtenção de O2(g), se o objetivo for apenas a sua produção, é de 30%. Apresente todas as etapas de resolução.

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Provas Globais

(A) diminui. (B) aumenta. (C) mantém-se.

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3.1.2. Uma vez que o subproduto KOH é também utilizado para remover CO2 que se liberta na expiração num ambiente fechado, a economia atómica do processo global:

(D) passa a ser zero.

Grupo II O protocolo de Quioto estabelece a redução da emissão de gases responsáveis pelo efeito de estufa. Exemplos desses gases são, pela ordem decrescente das percentagens das suas contribuições, o dióxido de carbono, CO2, o metano, CH4, o ozono, O3, troposférico, alguns CFC (11 e 12) e o monóxido de dinitrogénio, N2O. 1. Considere as moléculas de CO2 e CH4.

6% 13%

1.1. Selecione a opção correta. (A) A molécula de CO2 apresenta geometria angular.

9%

54%

(B) A molécula de CH4 apresenta geometria piramidal. (C) A molécula de CH4 apresenta geometria tetraédrica.

18%

(D) A molécula de CO2 apresenta geometria triangular plana. 1.2. Estabeleça o diagrama de Lewis para a molécula de CO2. 2. O ozono referido na introdução é encontrado na troposfera, onde é um poluente. Existe, contudo, ozono noutra camada atmosférica. Aqui, a interação entre o ozono e os CFC é determinante para um sério problema ambiental. 2.1. Os esquemas químicos seguintes ilustram a interação entre o ozono e um dos CFC. (I) CCL2F2 → CCLF2 + (A)

(II)

(III) O3 → (IV) CLO. +

(A) + O3 → CLO. + O2

(B)

(B)

+ O2

→

(A)

+ O2

2.1.1. Complete os esquemas de I a IV, identificando as partículas (A) e (B). 2.1.2. A partícula CLO.

(A) é um radical livre e resulta de uma reação de fotoionização. (B) é um ião e resulta de uma reação de fotoionização. (C) é um ião e resulta de uma reação de fotodissociação. (D) é um radical livre e resulta de uma reação de fotodissociação. 2.2. O CFC-11 é o triclorofluorometano e o CFC-12 tem a fórmula de estrutura representada na figura. 2.2.1. Represente a fórmula de estrutura do CFC-11. 2.2.2. Indique o nome do CFC-12.

CL F

F

CL

50

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Prova Global 3 

Grupo III Entre as diversas substâncias químicas perigosas utilizadas antigamente como medicamentos, encontra-se o sulfato de cádmio(II), CdSO4, que era utilizado, sob forma de solução aquosa, no tratamento de sífilis e de reumatismo. A sua ação venenosa e cancerígena é agravada pelo facto do cádmio ser cumulativo no organismo. Mais recentemente, o metal Cd foi matéria-prima, juntamente com o níquel, na produção de baterias recarregáveis, muito usadas em telemóveis. Porém, as baterias Ni-Cd estão cada vez mais em desuso, pois, além do pequeno efeito memória, de terem menor capacidade e menor tempo de vida útil, este tipo de bateria é muito poluente, já que o cádmio é um elemento químico altamente tóxico e prejudicial ao ambiente. 1. A equação global que traduz o funcionamento da bateria é a seguinte: Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(L) → Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s) 1.1. Mostre que o átomo de Cd é oxidado.

1.2. Sendo + 3 o número de oxidação do níquel na espécie NiO(OH), mostre que a variação do seu número de oxidação é - 1.

2. Uma pessoa com 60 kg de massa corporal pode morrer com a massa de 18 g de Cd acumulada nos rins e fígado. Selecione a opção que corresponde à expressão que permite calcular aproximadamente, o número de iões Cd2+ presentes na massa de 18 g de Cd. 112,41 (A) 18 * 6,02 * 1023 (C) * 6,02 * 1023 18 18 18 * 6,02 * 1023 (B) (D) 112,41 112,41

Grupo IV 1. O sulfato de cádmio, CdSO4 (M = 208,48 g mol- 1), é um sal muito solúvel em água. A sua solubilidade, a 25 °C, tem o valor de 76,4 g/100 g de água. 1.1. Determine a quantidade máxima de sulfato de cádmio que se consegue dissolver, a 25 °C, em 1,5 L de água (rágua = 1 g/cm3). Apresente todas as etapas de resolução.

1.2. Considere uma solução de sulfato de cádmio, à temperatura de 25 °C, com uma percentagem em massa de 43,31% m/m. 1.2.1. Esta solução pode definir-se como: (A) saturada e sem presença de sólido. (B) não saturada. (C) sobressaturada e sem presença de sólido.

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(D) saturada com presença de sólido. 1.2.2. A referida solução apresenta uma concentração, em ppm, de: (A) 43,31

(B) 43,31 * 10- 4

(C) 43,41 * 104

(D) 43,31 * 102

51

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Provas Globais

Grupo V Foi atribuída a responsabilidade principal dessa diminuição de pH ao dióxido de carbono atmosférico, devido à interação deste com a água, que pode ser interpretada através das seguintes equações químicas: CO2(g) ⇌ CO2(aq)  (1) CO2(aq) + 2 H2O(L) ⇌ HCO-3(aq) + H3O+(aq)  (2)

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1. A água da chuva (normal), após contacto com a atmosfera, apresenta um valor de pH diferente de 7.

1.1. Tendo em conta que parte do dióxido de carbono emitido para a atmosfera é de origem antropogénica, indique, justificando com o Princípio de Le Châtelier e as equações (1) e (2), de que modo um aumento da emissão de dióxido de carbono para a atmosfera pode aumentar a acidez da chuva. 1.2. Perturba-se o equilíbrio químico da reação (2), por aumento da concentração molar de dióxido de carbono. Selecione a opção que preenche os espaços em branco de modo a obter uma afirmação verdadeira. Se a concentração molar de dióxido de carbono que reage até se atingir um novo estado de equilíbrio, à mesma temperatura, for 0,02 mol dm- 3, então a concentração molar de ________ aumenta 0,02 mol dm- 3 e a concentração molar de _________ mantém-se.

(A) HCO-3(aq)… H3O+(aq) (B) HCO-3(aq)… H2O(L)

(C) H3O+(aq)… HCO-3(aq)

(D) H2O(L)… HCO-3(aq)

2. Os óxidos de enxofre também contribuem para a formação de chuva ácida. Uma dessas reações químicas é a reação entre o trióxido de enxofre e a água dando origem a ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico ioniza-se em duas etapas, como a seguir se representam, sendo a primeira etapa considerada muito extensa. H2SO4(aq) + H2O(L) → HSO-4(aq) + H3O+(aq)  (1) + -2 HSO-4(aq) + H2O(L) ⇌ SO2(25 °C) 4 (aq) + H3O (aq)  (2)   Ka = 1,3 * 10

2.1. Um par ácido-base conjugado da primeira etapa de ionização do ácido sulfúrico é: (A) HSO-4(aq) / H2SO4(aq) (B) HSO-4(aq) / H2O(L)

(C) H3O+(aq) / H2O(L)

(D) H3O+(aq) / H2SO4(aq)

2.2. Considere 100 mL de uma solução de ácido sulfúrico de concentração 2,00 * 10- 3 mol dm- 3, à temperatura de 25 °C. 2.2.1. A expressão que permite determinar o pH desta solução é: [HSO-4 ]

Ka * [SO24 ] Kw * [HSO-4 ] (B) - log Kb * [SO24 ] Ka * [SO24 ] (C) - log [HSO4 ] Kw * [SO24 ] (D) - log Kb * [HSO-4 ] (A) - log

2.2.2. A solução de ácido sulfúrico apresenta, à temperatura de 25 °C, o valor de pH = 2,1. Determine a quantidade de ácido sulfúrico que se ionizou. Apresente todas as etapas de resolução.

52

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Prova Global 3 Critérios específicos de classificação

Critérios específicos de classificação da Prova Global 3 N.° da questão

Cotação/ pontos

Critérios Grupo I 1.ª etapa: Determina a quantidade química de O2, tendo em conta as condições definidas 6 V ⇔n= ⇔ n = 0,25 mol de O2 4 pontos 24,0 Vm 2.ª etapa: Pela estequiometria da reação, conclui que 2 n(NaCLO ) = nO  4 pontos 3 3.ª etapa: Determina a massa de clorato de sódio m = n * M ⇔ m = 0,167 * 106,44 = 17,77 g 4 pontos n=

1.

3

12

2

2.1.

É a soma das áreas limitadas pelo gráfico nos intervalos [0; 0,83] min; [0,83; 3,5] min; [3,5; 5] min; [5; 12] min.

8

2.2.

(B)

8

3.1.1.

% e.a. =

3.1.2.

(B)

moxigénio formado 96,00 * 100 ⇔ % e.a. = * 100 ⇔ % e.a. ≈ 30% mreagentes 320,44

12 8

Grupo II 1.1. 1.2.

(C)

8

O ** C ** O

2.1.1.

(A) CL. ; (B) O.

2.1.2.

(A)

8 8 8

CL 2.2.1.

CL 2.2.2.

F

8

CL

8

Diclorodifluorometano Grupo III

1.1.

1.2. 2.

O número de oxidação do cádmio, como reagente, é zero. O número de oxidação do cádmio como produto de reação é + 2. O cádmio foi oxidado, perdendo dois eletrões.

8

O número de oxidação do níquel em Ni(OH)2 é + 2. Sendo assim a variação do seu número de oxidação é + 2 - (+ 3) = - 1

8

(B)

8

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Grupo IV

1.1.

1.ª etapa: Pela densidade da água, conclui que o volume de 1,5 L de água corresponde a uma massa de água de 1500 g

4 pontos

2.ª etapa: Com a informação disponível no enunciado determina que em 1500 g de água dissolve-se 1146 g de sulfato de cádmio

4 pontos

3.ª etapa: Determina a quantidade máxima de CdSO4 1146 m n= ⇔n= ⇔ n = 5,5 mol de CdSO4 208,48 M

12

4 pontos

1.2.1.

(A)

8

1.2.2.

(C)

8

53

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Provas Globais

Cotação/ pontos

Critérios Grupo V 1.ª etapa: Um aumento da emissão de CO2(g) para a atmosfera perturba o equilíbrio representado pela equação (1) e, segundo o Princípio de Le Châtelier, a reação evoluirá no sentido de contrariar este efeito, ou seja, no sentido direto, aumentando [CO2(aq)] até se atingir um novo estado de equilíbrio, que obedece à mesma constante

1.1.

2.ª etapa: Um aumento de [CO2(aq)] irá perturbar o equilíbrio químico representado pela equação (2) e, segundo o Princípio de Le Châtelier, a reação evoluirá no sentido de contrariar este efeito, ou seja, no sentido direto, aumentando [H3O+(aq)] até se atingir um novo estado de equilíbrio, que obedece à mesma constante 3.ª etapa: Um aumento de [H3O+(aq)] implica uma diminuição de pH

4 pontos 12

4 pontos 4 pontos

1.2.

(B)

8

2.1.

(C)

8

2.2.1.

(B)

1.ª etapa: Determina [H3O ] [H3O+] = 10- 2,1 = 7,9 * 10- 3 mol dm- 3

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N.° da questão

8

+

2.2.2.

2.ª etapa: Determina a quantidade química de H3O+ n = c * V ⇔ n = 7,9 * 10- 3 * 0,100 ⇔ n = 7,9 * 10- 4 mol

3.ª etapa: Pela estequiometria da reação química (2), conclui que a quantidade química de HSO-4 que se ionizou é n = 7,9 * 10- 4 mol

4.ª etapa: Pela estequiometria da reação química (1), conclui que a quantidade química de H2SO4 que se ionizou é n = 7,9 * 10- 4 mol

4 pontos 4 pontos

16

4 pontos 4 pontos

54

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4/4/16 10:30 AM

Grelhas

■■

■■

■■

■■

Grelha de avaliação das AL + Relatório 

Avaliação do trabalho investigativo em AL

Avaliação de apresentações em grupo/comunicações ■■

■■

Grelha de avaliação das AL 

Autoavaliação do trabalho em grupo

Grelha de avaliação de alguns aspetos de relatórios de atividades diversas  ■■

Lista de verificação de trabalho prático-laboratorial  ■■

■■

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Grelha de observação de aulas laboratoriais 

Grelha de avaliação da resolução de exercícios e problemas 

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Nome

 

Obedece às regras de segurança

Escala: 1 – Mau; 2– Medíocre; 3 – Suficiente; 4 – Bom; 5 – Muito Bom

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

N.º

Data

Interpreta o protocolo de um trabalho laboratorial

Seleciona / Manipula material de laboratório / aparelhos de medida Formula hipóteses / Faz previsões

Planifica uma experiência para dar resposta a um problema Recolhe e regista observações / dados

Discute com os colegas a evolução do trabalho Executa as tarefas a seu cargo

Interpreta os resultados obtidos

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Grelha de avaliação das AL

Grelhas

56

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4/4/16 9:59 AM

57 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

N.° Nome  

Desempenho em aula experimental

Grelha de avaliação das AL + Relatório

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Regras de segurança Reconhecimento e manuseamento de material Utilização de aparelhos de medida Registo de dados Segue protocolo experimental Discute evolução do trabalho Cuidado no trabalho Execução de tarefas Total Aula Objetivo

Introdução

Procedimento

Registo de dados

Relatório

Cálculos

Análise

Conclusão

Bibliografia Total Relatório TOTAL

Grelhas

Grelhas

Avaliação do trabalho investigativo em AL [para o(a) professor(a)] 

1. Mostra uma clara compreensão da linha orientadora da investigação.

1

2

3

4

2. Segue as orientações orais ou escritas com cuidado.

1

2

3

4

3. Escolhe e usa materiais e equipamento apropriados para a tarefa.

1

2

3

4

4. Usa o equipamento selecionado com eficiência e precisão.

1

2

3

4

5. Usa o equipamento com procedimentos de segurança adequados.

1

2

3

4

6. Anota/verbaliza observações de uma forma sistemática.

1

2

3

4

7. Tira conclusões baseado(a) em observações.

1

2

3

4

8. Refere-se a outras aplicações do tema em investigação.

1

2

3

4

9. Limpa a banca de trabalho de acordo com o procedimento aceite.

1

2

3

4

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  Data ou período de observação:

Nome:

Escala: 4 – o tempo todo; 3 – a maior parte do tempo; 2 – algum do tempo; 1 – raramente

Este instrumento pode ser adaptado para ser usado como check-list

Avaliação de apresentações em grupo/comunicações [para o(a) aluno(a) e o(a) professor(a)] /

Membros do grupo: Data da avaliação:

–   –

/

/

  Tipo da apresentação (cartaz, PowerPoint®, comunicação oral,...):

Título da apresentação: Insuficientemente a completamente

1. Os membros do grupo estavam preparados e organizados.

1

2

3

4

5

6

2. Cada membro era conhecedor do seu papel particular.

1

2

3

4

5

6

3. Os membros do grupo trabalharam em conjunto como uma unidade coesa.

1

2

3

4

5

6

4. O grupo facilitou a participação ativa da restante classe/turma.

1

2

3

4

5

6

5. Cada membro do grupo demonstrou paciência e espírito de ajuda para com os outros.

1

2

3

4

5

6

6. O grupo variou as técnicas de apresentação do tópico/informação/conceito.

1

2

3

4

5

6

Aspetos positivos da apresentação:

Sugestões de melhoramento dos aspetos negativos em futuras apresentações:

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Grelhas

Autoavaliação do trabalho em grupo [para o(a) aluno(a)] Nome: Título:

–  –

 Data:

As competências em termos de atitudes no meu grupo de trabalho Coloque uma cruz (X) no número que melhor representa as suas competências em atividades de grupo. 1

2

3

4

1. Fiz esforço para escutar como para falar. 2. Tentei olhar para os olhos dos outros enquanto falava. 3. Tentei não interromper quando os outros falavam. 4. Encorajei os outros a participarem na discussão. 5. Tentei cumprir a minha parte quando trabalhei numa atividade de grupo. 6. Falei ao grupo quando alguma coisa me preocupava. 7. Tentei respeitar os sentimentos dos outros mesmo quando discordava deles. 8. Tentei não ser agressivo para obter vantagem. 9. Elogiei os outros nos momentos apropriados. 10. Tentei partilhar as minhas ideias e pensamentos. 11. Tentei cooperar mais do que competir com os outros. Escala: 4 – o tempo todo; 3 – a maior parte do tempo; 2 – algum do tempo; 1 – raramente.

Complete as seguintes frases:

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a) Os meus dois pontos fortes da lista anterior são:

1.º –



2.º –

b) As duas competências da lista anterior que devo trabalhar melhor são:

1.º –



2.º –

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Grelhas

Grelha de avaliação de alguns aspetos de relatórios de atividades diversas

 Data:

Título: Sim

Não

–  –

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Nome:

Comentários

1. Apresentação do conteúdo O aluno: 1. respondeu a todas as questões tal como apareciam no enunciado? 2. alterou ou substituiu questões? Se o fez, indicar o(s) número(s) da(s) questão(ões). 3. incluiu uma introdução e uma conclusão? 4. apresentou uma folha de rosto?

2. Estilo da escrita O aluno usou: 1. correção gramatical? 2. pontuação correta? 3. aproveitamento correto do espaço?

3. Formato (uso das TIC) O aluno: 1. formatou o documento? 2. colocou as margens corretamente? 3. colocou cabeçalhos? 4. respeitou os espaços?

4. Revisão do trabalho O aluno: 1. fez a revisão final para correção de erros ortográficos e tipográficos?

5. Trabalho extra O aluno: 1. forneceu detalhes extra nas respostas? 2. colocou respostas e/ou questões extra? 3. adicionou esquemas? 4. incluiu gráficos?

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Chave:

Sim; 

Não.

Revela conceções alternativas que dificultam a interpretação correta dos resultados obtidos.

Sabe recolher e selecionar informação.

É capaz de trabalhar em grupo evitando conflitos.

Relaciona e aplica os conhecimentos.

Observa atentamente.

É organizado.

Colabora com os colegas na tarefa.

Manuseia corretamente o material de laboratório.

Cumpre as regras de segurança.

Respeita o procedimento experimental.

Participa de forma ativa.

Número do aluno

Trabalho prático-laboratorial:

1

2

3

4

5

6

Lista de verificação de trabalho prático-laboratorial

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7

8

 

9

  Data da avaliação:

–  –

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

 Turma:

Grelhas

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Nome

1

2

3

4

Seleciona o material corretamente 1

2

3

4

Manipula o material corretamente

Escala: 4 – o tempo todo; 3 – a maior parte do tempo; 2 – algum do tempo; 1 – raramente.

N.º

Título:

 

1

2

3

Executa o método corretamente 4

1

2

3

4

Atua de acordo com as regras de segurança

Comportamentos Observáveis

 Ano/Turma:

1

2

3

4

Trabalha de forma organizada

  Data da avaliação:

Global

–   –

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Grelha de observação de aulas laboratoriais

Grelhas

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Grelhas

Comportamentos observáveis (exemplos) Seleciona o instrumento volumétrico adequado à medição da toma. Seleciona corretamente o material

Seleciona o instrumento adequado para avaliar a massa/preparar a solução/… Seleciona corretamente o balão para a destilação.

Enche corretamente a pipeta. Manipula corretamente o material

Manipula corretamente os reagentes. Utiliza um copo para colocar o ácido, não pipetando diretamente do frasco.

Executa corretamente a montagem. Transfere líquidos com a ajuda da vareta. Executa corretamente a técnica Enche corretamente um balão volumétrico até ao traço. Filtra colocando rigorosamente as mãos e o copo sobre a vareta.

Usa bata e luvas e/ou óculos. Atua de acordo com as regras de segurança

Utiliza o bico de gás de acordo com as normas. Recolhe os restos de solução nos respetivos frascos de restos.

Preparou previamente o trabalho.

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Colabora com os colegas. Trabalha de forma organizada Deixa a mesa de trabalho em boas condições de limpeza. Organiza o trabalho de acordo com o tempo.

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Grelhas

Grelha de avaliação da resolução de exercícios e problemas HQEN11DP-IA © Porto Editora

Nome: Data:

–   –

 Exercício/Problema:

Comunicação escrita em língua portuguesa 1

2

3

4

1

2

3

4

1

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3

4

1

2

3

4

1

2

3

4

1

2

3

4

Estrutura da composição. Sintaxe. Pontuação e ortografia.

Linguagem científica Conteúdos. Organização lógico-temática. Utilização de terminologia científica.

Resolução de exercícios Interpretação de gráficos/tabelas. Metodologia de resolução. Conversão de unidades.

Utilização das TIC Procura/tratamento de informação. Elaboração de tabelas/gráficos.

Autonomia Mostra uma clara compreensão da linha orientadora da investigação. Escolhe e usa materiais e equipamentos apropriados para a tarefa.

Colaboração no grupo Os membros do grupo trabalharam em conjunto como uma unidade coesa. Cada membro do grupo demonstrou paciência e espírito de ajuda para com os outros. Cada membro conhecia o seu papel particular. Escala: 1 – Muita dificuldade; 2 – Alguma dificuldade; 3 – Pouca dificuldade; 4 – Nenhuma dificuldade.

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