Colégio Santa Dorotéia

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1 Área de Ciências da Natureza Disciplina: Ano: 2º Ensino Médio Professora: Luana P. Nunes P. Dayrell Atividades para Estudos Autônomos Data: 8 / 3 / 2019 Aluno(a): Nº: Turma: ATIVIDADE DE REVIS DE CTED DA 1 a ETAPA2019 Prezado(a) aluno(a), Estamos na 1ª etapa do penúltimo ano escolar. O sucesso desta caminhada depende muito do seu esforço e dedicação. Aprender exige paciência, atenção e, principalmente, curiosidade em compreender os fenômenos que nos cercam. Lembre-se que todos nós somos capazes de pensar e raciocinar logicamente. Desvendar acontecimentos e solucionar problemas fazem parte da nossa compreensão. Grande abraço, Prof. Luana P. Nunes Bom estudo! CONTEÚDO: 1) FUNÇÕES INORGÂNICAS 2) OXIRREDUÇÃO 3) CÁLCULOS QUÍMICOS 4) ESTEQUIOMETRIA MATERIAL DE ESTUDO: Livro didático do 1º ano do Ensino Médio adotado pela escola (capítulos 11, 12, 13 e 18). Suas anotações durante as aulas de. Exercícios resolvidos no quadro negro. Aulas em PowerPoint e os exercícios disponíveis nos slides. Listas de exercícios extras. Refaça todas as atividades propostas em sala de aula e teste o seu conhecimento dos assuntos já abordados. Busque novas fontes de exercícios e provoque o seu raciocínio. Praticar é extremamente importante!!! 1

2 Parte I 1 I A 1 H 1 6, 9 L i 2 3 N a 9 2 4, K 8 5, 5 8 7, 6 R b C s F r 2 I I A B e 3 4 M g C a S r B a 3 4 I I I B I V B , 9 5 0, S c T i V C r 8 8, Y 1 3 8, , 5 L a Z r H f R a A c D b 9 2, 9 9 5, 9 N b M o 1 8 0, , 8 T a W J l R f B h M n T c 1 8 6, , 2 R e F e R u R h O s 1 9 2, H n 1 0, , , 9 5 8, 7 6 3, 5 6 5, 4 6 9, 7 7 2, 6 7 4, , 9 8 3, 8 C o N i C u Z n G a G e A s S e B r K r I r M t B C N O F N e A l , , , , , , S i P d A g C d I n S n S b T e 1 9 5, , , , , P 3 2 S 3 5, 5 C l 4 H e 3 9, 9 A r 1 2 6, , P t A u H g T l P b B i P o A t R n M A X Z V B V I B V I I B V I I I B V I I I B V I I I B I B I I B I I I A I V A V A V I A V I I A I 1 8 V I I I A 2 X e L a n t a n í d e o s A c t i n í d e o s , , C e P r N d P m 1 5 0, , , , , , , S m E u G d T b D y H o E r T m Y b L u T h P a U N p P u A m C m B k C f E s F m M d N o L r QUEST 1 (UFPA) Considerando a equação química: Cl 2 O NaOH 2 NaClO 4 + H 2 O Os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções: a) óxido, base, sal e óxido. b) sal, base, sal e hidreto. c) ácido, sal, óxido e hidreto. d) óxido, base, óxido e hidreto. e) base, ácido, óxido e óxido. QUEST 2 (CefetPR) Algumas substâncias químicas são conhecidas por nomes populares. Assim temos, por exemplo, sublimado corrosivo (HgCl 2 ), cal viva (CaO), potassa cáustica (KOH) e espírito de sal (HCl). O sublimado corrosivo, a cal viva, a potassa cáustica e o espírito de sal pertencem, respectivamente, às funções: a) ácido, base, óxido, ácido. b) sal, sal, base, ácido. c) ácido, base, base, sal. d) sal, óxido, base, ácido. e) ácido, base, sal, óxido. 2

3 QUEST 3 (!u#d% Educa'(%) Uma substância pura é sólida em temperatura ambiente, apresenta elevadas temperaturas de fusão e de ebulição e conduz corrente elétrica tanto fundida como dissolvida em água. INDIQUE a alternativa cuja substância apresenta as propriedades citadas: a) SO 3. b) SO 2. c) NH 3. d) H 2 SO 4. e) Na 2 SO 4. QUEST 4 (!u#d% Educa'(%) RELACIONE as fórmulas dos compostos inorgânicos com os seus respectivos nomes: Coluna I: a) Ácido sulfuroso b) Óxido de magnésio c) Hipoclorito de sódio d) Dióxido de manganês e) Hidróxido de alumínio f) Óxido de alumínio g) Sulfito de cobre (II) Coluna II: I) MgO. II) CuSO 3. III) Al(OH) 3. IV) H 2 SO 3. V) MnO 2. VI) NaClO. VII) VII. Al 2 O 3. QUEST 5 (Brasi. Esc%.a) Sobre os compostos abaixo, RESPONDA às questões que seguem: 1) H 2 S 2) Na 2 S 3) NH 3 4) NaOH 5) CaCl 2 6) HCl 7) Ca(OH) 2 a) Quais são iônicos? b) Quais sofrem ionização e quais sofrem dissociação iônica? QUEST 6 (PUC!G) A tabela apresenta algumas características e aplicações de alguns ácidos: As fórmulas dos ácidos da tabela são, respectivamente: a) HCl, H 3 PO 4, H 2 SO 4, HNO 3. b) HClO, H 3 PO 3, H 2 SO 4, HNO 2. c) HCl, H 3 PO 3, H 2 SO 4, HNO 2. d) HClO 2, H 4 P 2 O 7, H 2 SO 3, HNO 2. e) HClO, H 3 PO 4, H 2 SO 3, HNO 3. 3

4 Parte II QUEST 1 (PUCRi%) Considere a reação do ácido clorídrico com o permanganato de potássio representada pela equação não balanceada abaixo: HCl(aq) + KMnO 4 (aq) MnCl 2 (aq) + KCl(aq) + Cl 2 (g) + H 2 O(l) Por se tratar de uma reação de oxirredução, pode-se afirmar que: a) o cloreto no ácido clorídrico sofre oxidação parcial. b) Mn 2+ é o íon espectador da reação. c) MnO 4 é o agente redutor. d) H + é o agente redutor. e) o Mn 7+ no KMnO 4 oxida a Mn 2+ no MnCl 2. QUEST 2 (Aut%r desc%#hecid%) A capacidade de oxidação dos ametais está relacionada com suas eletronegatividades: quanto mais eletronegativo for o ametal, mais forte será o agente oxidante. Sendo assim, ao colocar o gás cloro (Cl 2 ) na presença de cada um dos ânions F (fluoreto), Br (brometo) e I (iodeto), é INCORRETO afirmar que a) os íons Br e I serão oxidados pelo cloro. b) o íon iodeto age como um agente redutor. c) os átomos de cloro são reduzidos pelos íons Br. d) o gás cloro oxida o íon fluoreto a gás flúor, F 2. e) o gás cloro atua como agente oxidante na reação com os íons Br. QUEST 3 (PUCRS) A queima da pólvora comum, constituída de nitrato de potássio, carvão e enxofre, é um dos exemplos de combustão em que o ar não é necessário. Considerando que uma das possibilidades para a equação da queima da pólvora é 4KNO 3(s) + 6 C (s) + S 2(s) 2N 2(g) + 6CO 2(s) + 2K 2 S (s), pode-se afirmar que o agente redutor é o e as espécies químicas que sofrem redução passam, respectivamente, aos estados de oxidação e. a) KNO b) KNO c) S 0 +4 d) C +4 2 e) C 0 2 QUEST 4 (UCS RS) A água oxigenada é um produto químico empregado como antisséptico e como alvejante em alguns materiais. Ela se decompõe em água e oxigênio gasoso, conforme está representado abaixo pela equação química I. I) 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g) A água oxigenada é encontrada no comércio como solução aquosa de peróxido de hidrogênio, e, no rótulo do frasco, é mostrada a sua concentração em termos de volume de oxigênio liberado. As equações químicas abaixo representam semirreações de decomposição do peróxido de hidrogênio. II) H 2 O 2(aq) 2H + (aq) + O 2(g) + 2 e III) H 2 O 2(aq) + 2H + (aq) + 2 e 2H 2 O (l) 4

5 Com base nas informações anteriores, é CORRETO afirmar que a) na equação I ocorre uma reação de dupla troca. b) na equação II o oxigênio atua como agente oxidante. c) na equação III a água sofre oxidação, atuando como agente redutor. d) H 2 O 2 10 volumes significa que 1 L da solução libera 1 L de oxigênio a 25 C e 1 atm. e) na equação I o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante e como agente redutor. QUEST 5 (UFP!G) Lentes do tipo best gray e transitions são fabricadas com vidros chamados fotocrômicos. Esses vidros contêm íons prata e íons cobre que participam de um equilíbrio de oxirredução representado simplificadamente pela seguinte equação: Cu + Ag + Ag ( s) ( s) Cu(s) ( s) Vidro Vidro Claro Escuro Sob efeito de sol forte, a alta energia da luz ultravioleta provoca a formação de átomos de prata, e a lente escurece. Quando a intensidade da luz é reduzida, a reação se inverte, e a lente fica mais clara. Assim, quando a lente escurece, podemos dizer que: a) o íon Cu + atua como agente redutor. b) o íon Ag + atua como doador de elétrons. c) o íon Cu + é reduzido. d) o íon Ag + é oxidado. e) o íon Cu + atua como receptor de elétrons. Parte III QUEST 1 (Brasi. Esc%.a) Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, DETERMINE a massa, em gramas, de um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6, ). a) 24 g. b) 4,0 g. c) g. d) 4, g. e) 4, g. QUEST 2 (Brasi. Esc%.a) Considere um copo que contém 180 ml de água. DETERMINE, respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de moléculas de água e o número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O = 16; Número de Avogadro = 6, ; densidade da água =1,0 g/ml). a) 10 mol, 6, moléculas de água e átomos. b) 5 mol, 6, moléculas de água e átomos. c) 10 mol, 5, moléculas de água e átomos. d) 18 mol, 6, moléculas de água e átomos. e) 20 mol, moléculas de água e átomos. 5

6 QUEST 3 (FuvestSP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias: Tabela com mol de substâncias Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é: a) Au b) HCl c) O 3 d) C 5 H 10 e) H 2 O QUEST 4 (FuvestSP) Tendo em conta que as massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio são, respectivamente, 1 e 16, pode-se afirmar que a) em 18 g de água existe 2 átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. b) em 18 g de água existem, aproximadamente, 18x10 23 átomos. c) em 18 g de água existem um número de átomos igual ao de Avogadro. d) a partir de 18 g de água podem ser obtidos 22,4 litros de oxigênio, medidos nas CNTP. e) 18 g de água ocupam, aproximadamente, 18 dm 3. QUEST 5 (F!T!!G) O nitrogênio é um elemento essencial para o sistema biológico, sendo constituinte de aminoácido e de enzimas. Na atmosfera, é o principal componente na forma de moléculas diatômicas altamente estáveis, contudo, forma com o oxigênio diversos compostos gasosos. Uma mistura de gases foi preparada a partir de 22 g de N 2 O, 3,0 mol de moléculas de N 2 O 4 e 2,4x10 24 moléculas de NO 2. A quantidade total, em mol, de átomos de nitrogênio na mistura é: a) 9,0. b) 9,5. c) 10,0. d) 10,5. e) 11,0. QUEST 6 (PUCCa4pSP) A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal: 62,1% de carbono, 10,3% de hidrogênio e 27,5% de oxigênio. Pela determinação experimental de sua massa molar, obteve-se o valor 58,0 g/mol. É CORRETO concluir que se trata de um composto orgânico de fórmula molecular: a) C 3 H 6 O 2. b) CH 6 O 2. c) C 2 H 2 O 2. d) C 2 H 4 O 2. e) C 3 H 6 O. 6

7 QUEST 7 (FuvestSP) Considere a experiência: a uma solução aquosa que contém 10,0 g de hidróxido de sódio adicionam-se lentamente 9,8 g de ácido sulfúrico puro e depois água, de modo a obter-se 1 L de solução. a) REPRESENTE, com fórmulas químicas, a reação que ocorreu nessa experiência. b) CALCULE a massa de hidróxido de sódio que não reagiu com o ácido. QUEST 8 (Aut%r desc%#hecid%) O ácido sulfúrico, em produção industrial, resulta de reações representadas pelas equações: S + O 2 SO 2 2SO 2 + O 2 2SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 CALCULE a massa de enxofre, em quilogramas, necessária para produzir uma tonelada de ácido sulfúrico. QUEST 9 (U#BDF) A utilização sistemática da balança em laboratório, especialmente no estudo da variação de massa em reações químicas, é considerada um marco para o surgimento da Moderna. Um dos responsáveis por esse significativo momento da história da foi Antoine Laurent Lavoisier ( ), cujas contribuições são até hoje utilizadas para o estudo de reações químicas, como a que é representada pela equação a seguir: 2HCl(aq) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Sabendo que M(H) = 1,0 g.mol 1, M(O) = 16,0 g.mol 1, M(Ca) = 40,0 g.mol 1, M(C) = 12,0 g.mol 1 e M(Cl) = 35,5 g.mol 1, e que o grau de pureza do carbonato de cálcio é igual a 75%, DETERMINE a massa da amostra impura de carbonato de cálcio quando são consumidos 14,6 g de ácido clorídrico. QUEST 10 (UE8) O ácido acetilsalicílico (AAS) é um dos medicamentos mais utilizados no mundo inteiro. Sua obtenção pode ser feita por meio da reação do ácido salicílico com ácido acético, catalisada pela presença de um ácido forte. Supondo que essa reação ocorra com um rendimento de 80%, DETERMINE o número de moléculas de aspirina produzidas, quando se faz reagir 27,6 gramas do ácido salicílico com ácido acético suficiente. Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u QUEST 11 (UF!G) Considere uma reação hipotética que ocorre em fase gasosa e envolve os reagentes X e Y e o produto Z. Num experimento, foram misturados, em um recipiente, 5 mol de X com 5 mol de Y. Após 1 minuto, nesse recipiente, havia 4 mol de X, 3 mol de Y e 1 mol de Z, como registrado neste quadro: 7

8 Suponha que essa reação prossegue até o consumo total do reagente limitante. Considerando-se a quantidade inicial de X e Y, é CORRETO afirmar que a quantidade máxima de Z a ser obtida nessa reação é de a) 2,5 mol. b) 3,5 mol. c) 4 mol. d) 5 mol. e) 6,5 mol. QUEST 12 (UF8A!G) Entre as várias finalidades, o metal cromo é empregado na produção de aço inox e na cromação de várias peças metálicas. Um processo de preparação de cromo metálico pode ser expresso pela seguinte equação: Cr 2 O 3 (s) + 2Al(s) 2Cr(s) + Al 2 O 3 (s) Considerando que o rendimento da reação é de 80%, a massa de cromo produzida a partir de 10 mol de trióxido de dicromo e 600 g de alumínio é a) 832,0 g. b) 416,0 g. c) 83,2 g. d) 462,2 g. e) 166,4 g. Instrução: Texto para as questões 13 e 14. O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. A tabela a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) obtido de várias regiões da Serra de Carajás. ABRE U, S. F. Recursos minerais do Brasil, vol. 2. São Paulo: Edusp, QUEST 13 (E#e4 2000) No processo de produção do ferro, dependendo do minério utilizado, forma-se mais ou menos SO 2, um gás que contribui para o aumento da acidez da chuva. Considerando esse impacto ambiental e a quantidade de ferro produzida, pode-se afirmar que seria mais conveniente o processamento do minério da(s) região(ões): a) 1, apenas. b) 2, apenas. c) 3, apenas. d) 1 e 3, apenas. e) 2 e 3, apenas. 8

9 QUEST 14 (E#e4 2000) No processo de produção do ferro, a sílica é removida do minério por reação com calcário (CaCO 3 ). Sabe-se, teoricamente (cálculo estequiométrico), que são necessários 100 g de calcário para reagir com 60 g de sílica. Dessa forma, pode-se prever que, para a remoção de toda a sílica presente em 200 toneladas do minério na região 1, a massa de calcário necessária é, aproximadamente, em toneladas, igual a: a) 1,9. b) 3,2. c) 5,1. d) 6,4. e) 8,0. QUEST 15 (UFV!G) Um mol de um gás ideal, mantido a 25 C e a 1 atm de pressão, ocupa um volume de 25 L. Considere agora um recipiente rígido de 50,00 L contendo uma mistura equimolecular de hidrogênio (H 2 ) e oxigênio (O 2 ), mantida a 25 C e a 1,00 atm de pressão, e que apresenta comportamento ideal. Por meio de uma vela de ignição, uma faísca elétrica detona a mistura, resultando na formação de água. Das afirmativas a seguir, referentes ao experimento descrito, ASSINALE a correta. a) Ao final da reação, existirá apenas água no recipiente. b) Ao final da reação, sobrarão 32 g de oxigênio. c) A massa total contida no sistema, após a reação, será maior que a massa inicial. d) Na reação, o hidrogênio foi reduzido. e) Haverá a formação de 18 g de água. QUEST 16 (UFFR9) Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita, pensam estar diante de ouro, por isso, a pirita é chamada ouro dos tolos. Entretanto, a pirita não é um mineral sem aplicação. O H 2 SO 4, ácido muito utilizado nos laboratórios de química, pode ser obtido a partir da pirita por meio do processo: 4FeS O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 2SO 2 + O 2 2SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Qual é a alternativa que indica a massa de H 2 SO 4 obtida a partir de 60,0 kg de pirita, com 100% de pureza, por meio do processo equacionado anteriormente? a) 9,8 kg b) 12,4 kg c) 49,0 kg d) 60,0 kg e) 98,0 kg 9

10 GABARIT Parte I QUEST 1 Resolução: Letra A. Cl 2 O 7 : óxido (composto formado por dois elementos, sendo que o mais eletronegativo deles é o oxigênio). NaOH: base (composto que se dissocia em água e libera íons, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH - NaOH Na + + OH - ); NaClO 4 : sal (composto que, em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um cátion diferente do H + e um ânion diferente do OH - ); H 2 O: óxido. QUEST 2 Resolução: Letra D. HgCl 2 : sal; CaO: óxido; KOH: base; HCl: ácido. QUEST 3 As características apresentadas no enunciado são de compostos pertencentes à função inorgânica dos sais. O único composto que é um sal é o da alternativa e. QUEST 4 Resolução: a) Ácido sulfuroso: IV. H 2 SO 3. b) Óxido de magnésio : I. MgO. c) Hipoclorito de sódio: VI. NaClO. d) Dióxido de manganês: V. MnO 2. e) Hidróxido de alumínio: III. Al(OH) 3. f) Óxido de alumínio: VII. Al 2 O 3. g) Sulfito de cobre (II): II. CuSO 3. QUEST 5 Resolução: a) Para ser iônica, uma substância deve possuir no mínimo um metal. Assim, temos que as substâncias iônicas são: Na 2 S, NaOH, CaCl 2 e Ca(OH) 2. b) Ionização (ocorre com compostos moleculares, como os ácidos e a amônia): H 2 S, HCl e NH 3; Dissociação iônica (ocorre com compostos iônicos): Na 2 S, NaOH, CaCl 2 e Ca(OH) 2. QUEST 6 Resolução: Letra A. Ácido muriático: Ácido clorídrico: HCl; Ácido fosfórico: H 3 PO 4 ; Ácido sulfúrico: H 2 SO 4 ; Ácido nítrico: HNO 3. 10

11 Parte II QUEST 1 Resolução: Letra A. Para se determinar as espécies que sofrem oxidação e redução, é necessário determinar o NOx de todos os elementos presentes na equação química. A espécie que sofre oxidação tem um aumento no NOx, enquanto que o que sofre redução tem uma diminuição no NOx. Portanto, o cloreto presente no HCl sofre oxidação e os átomos de manganês presentes no KMnO 4 sofrem redução. Contudo, essa oxidação do cloreto é chamada de oxidação parcial, pois nem todos os íons cloreto sofreram essa transformação. A substância que atua como agente redutor provoca a redução da outra espécie, por isso, nessa reação, o agente redutor é o cloreto (Cl - (aq)). Já a substância que atua como agente oxidante é aquela que promove a oxidação da outra espécie que, nesse caso, corresponde ao íon permanganato (MnO 4 - (aq)). O íon K + (aq) não participa efetivamente da reação e, portanto, é o íon espectador do processo. QUEST 2 Resolução: Letra D. Quanto mais eletronegativo for o ametal, maior será a sua tendência à receber elétrons e, portanto, mais forte será o agente oxidante (sofre redução mais facilmente). Assim, o cloro, por ser mais eletronegativo que o bromo e o iodo, sofrerá redução na presença dos ânios Br (brometo) e I (iodeto). No entanto, na presença do ânion F (fluoreto) não ocorrerá reação, pois o flúor é mais eletronegativo e, por isso, não perderá o elétron para o cloro. QUEST 3 Para se determinar as espécies que sofrem oxidação e redução, é necessário determinar o NOx de todos os elementos presentes na equação química. A espécie que sofre oxidação tem um aumento no NOx, enquanto que o que sofre redução tem uma diminuição no NOx. Portanto, o carbono sofre oxidação e os átomos de nitrogênio e enxofre sofrem redução. A substância que atua como agente redutor provoca a redução da outra espécie, por isso, nessa reação, o agente redutor é carbono (C (s) ). Já as espécies químicas que sofrem redução passam, respectivamente, aos estados de oxidação 0 e

12 QUEST 4 Nas reações de dupla troca não ocorre transferência de elétrons. A reação de decomposição da água oxigenada corresponde a uma reação de oxirredução. As equações II e III, correspondem, respectivamente, as semirreações de oxidação e de redução do peróxido de hidrogênio. Na equação II, a água oxigenada atua como agente redutor, enquanto que na equação III ela atua como agente oxidante. Portanto, na equação I, que corresponde à soma das equações II e III, o peróxido de hidrogênio atua tanto como oxidante quanto como redutor. A concentração em volume indica o volume de gás oxigênio produzido, a 25 C e 1 atm, a partir da decomposição da água oxigenada presente em 1 L de solução. Portanto, a concentração de 10 volumes significa que 1 L da solução libera 10 L de oxigênio a 25 C e 1 atm. QUEST 5 Resolução: Letra A. Para se determinar as espécies que sofrem oxidação e redução, é necessário determinar o NOx de todos os elementos presentes na equação química. A espécie que sofre oxidação tem um aumento no NOx, enquanto que o que sofre redução tem uma diminuição no NOx. Portanto, o Cu sofre oxidação e o Ag sofre redução. A substância que atua como agente redutor provoca a redução da outra espécie, por isso, nessa reação, o agente redutor é o cátion cobre (Cu + (s)). Já a substância que atua como agente oxidante é aquela que promove a oxidação da outra espécie que, nesse caso, corresponde ao cátion prata (Ag + (s)). QUEST 1 Parte III 1 mol de átomos de Mg 24 g/mol 6, átomos/mol x = 1 átomo. 24 g/mol 6, átomos/mol x = 4, g. QUEST 2 Resolução: Letra A. A massa molar da água é igual a 18 g/mol. Visto que a densidade da água é igual a 1,0 g/ml, em 180 ml de água, temos 180 g: d = m m = d. v v m = (1,0 g/ml). 180 ml m = 180 g 12

13 Assim, temos: 1 mol de moléculas de água g/mol n g n = 180/18 n = 10 mol de moléculas de água * Agora vamos determinar o número de moléculas de água: 18 g/mol , moléculas/mol 180 g x x = , x = = 6, moléculas de água. * Determinação da quantidade total de átomos: 1 molécula de água (H 2 O) átomos 6, moléculas/mol y y = (6, ). 3 y = 18, átomos QUEST 3 De acordo com a constante de Avogadro, terá maior número de moléculas a substância que tiver a maior quantidade de mols. Considerando que a quantidade de mols pode ser obtida por m/m, concluímos que, em igualdade de massa (m), a substância que tiver menor massa molar (M) terá maior número de moléculas. A que tem menor massa molar é a água (H 2 O). QUEST 4 Resolução: Letra B. Em 18 g de água (H 2 O) há 1 mol de moléculas, ou seja, 6,02x10 23 moléculas. Portanto, há 12,04x10 23 átomos de hidrogênio e 6,02 x átomos de oxigênio, totalizando 18,06x10 23 átomos. A partir da decomposição de 1 mol de água é possível se obter 11,2 litros de oxigênio nas CNTP conforme equação a seguir: H 2 O (l) H 2(g) + ½ O 2(g) 1 mol 22,4L 11,2 L Como a densidade da água é 1 g/cm 3, 18 g de água ocupam 18 cm 3 ou 18 ml. QUEST 5 M(N 2 O) = 44 g.mol - n = m/m n = 22g / 44g.mol - = 0,5 mol de N 2 O Como cada molécula de N 2 O apresenta 2 átomos de nitrogênio, temos que 0,5 mol de N 2 O apresenta 1,0 mol de átomos de nitrogênio. 13

14 Cada molécula de N 2 O 4 apresenta 2 átomos de nitrogênio. Logo, 3,0 mols de N 2 O 4 apresentam 6,0 mols de átomos de nitrogênio. Cada 1 mol de NO 2 apresenta 6,02x10 23 moléculas. Portanto, 2,4x10 24 moléculas corresponde a 4 mols de NO 2. Como cada molécula de NO 2 apresenta 1 átomo de nitrogênio 4,0 mols de NO 2 apresentam 4,0 mols de átomos de nitrogênio. Assim, a mistura de gases apresenta, no total, 11 mols de átomos de nitrogênio. QUEST 6 Sabemos que a massa molar é igual a 58 g/mol, então, temos: C x H y O z 12x +1y + 16z = 58 Agora é só fazer regra de três para cada elemento químico. Observe isso abaixo: C: H: O: 100% 62,1% de C 100% 10,3% de H 100% 27,5% de O 58 g 12x de C 58 g y de H 58 g 16z de O 1200x = 3601,8 100y = 597,4 1600z = 1595 x = 3601,8/1200 y = 597,4/100 z = 1595/1600 x = 3,0015 = 3 y = 5,974 = 6 z = 0,99 = 1 Agora é só substituir x, y e z pelos valores encontrados: C 3 H 6 O. * Outra forma de resolver seria encontrar primeiro a fórmula mínima por meio da fórmula percentual que foi dada no enunciado e depois calcular quantas fórmulas mínimas seriam necessárias para chegar à massa molar. Veja: 1º Passo: Temos: 62,1% de C, 10,3% de H e 27,5% de O. Dividimos cada valor desses, considerando em gramas, pelas respectivas massas molares: C = 62,1/12 = 5,175 H = 10,3/1 = 10,3 O = 27,5/16 = 1,71875 Agora pegamos esses valores e dividimos cada um pelo menor entre eles, que é o 1,71875: C = 5,175/1, H = 10,3/1, O = 1,71875/ 1,71875 = 1 Assim, a fórmula mínima dessa substância é: C 3 H 6 O. 2º passo Determinando a massa da fórmula mínima e depois calculando quantas fórmulas mínimas são necessárias para se chegar à massa molar da substância: C 3 H 6 O = (3. 12) + (6. 1) + (1. 16) = 58 g/mol A massa molar da fórmula mínima é exatamente igual à da fórmula molecular, portanto, elas são iguais: C 3 H 6 O. 14 FONTE: BRASIL ESCOLA

15 QUEST 7 Resolução: a) 2 NaOH (aq) + H 2 SO 4(aq) Na 2 SO 4(aq + 2 H 2 O (l) b) Pela estequiometria da reação, temos: 1 mol de H 2 SO 4 reage com 2 mol de NaOH 98 g de H 2 SO 4 reage com 80 g de NaOH 9,8 g x = 8 g de NaOH Portanto, o NaOH é o reagente em excesso e 2 g desse reagente não reagiu. QUEST 8 Resolução: Para determinarmos a proporção molar entre o enxofre e o ácido sulfúrico, é necessário obtermos a equação global do processo. Para isso, deve-se dividir a segunda equação por 2 e realizar a soma de todas as reações. S + O 2 SO 2 SO 2 + ½ O 2 SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 S + 3/2 O 2 + H 2 O H 2 SO 4 Portanto, a proporção encontrada é: 1 mol de S produz 1 mol de H 2 SO 4 32 g de S produz 98 g mol de H 2 SO 4 x 1 t x = 0,3265 t = 326,5 kg de S QUEST 9 Resolução: Pela estequiometria da reação, temos: 2 mol de HCl reagem com 1 mol de CaCO 3 73 g de HCl reagem com 100 g de CaCO 3 14,6 g x = 20 g de CaCO 3 20 g de CaCO 3 75% da massa y 100% da massa y = 26,67 g de carbonato de cálcio impuro. 15

16 QUEST 10 Resolução: Pela estequiometria da reação, temos: 1 mol de ácido salicílico (C 7 H 6 O 3 ) produz 1 mol de AAS (C 9 H 8 O 4 ) 138 g de ácido salicílico (C 7 H 6 O 3 ) produz 6,02x10 23 moléculas de AAS (C 9 H 8 O 4 ) 27,6 g X = 1,204x10 23 moléculas de AAS 1,204x10 23 moléculas de AAS 100% de rendimento y y = 9,632x10 22 moléculas de AAS QUEST 11 Resolução: Letra A. 80% de rendimento Para determinarmos a estequiometria da reação, devemos verificar a variação da quantidade de matéria de todas as espécies após 1 minuto de reação. Após 1 minuto, temos que: 1 mol de X reage com 2 mol de Y produzindo 1 mol de Z A partir da estequiometria, conclui-se que o reagente X está em excesso e, portanto, a quantidade máxima de Z que será produzida depende da quantidade de Y (reagente limitante da reação). 2 mol de Y produz 1 mol de Z 5 mol de Y x = 2,5 mol de Z QUEST 12 Resolução: Letra A. Para determinarmos qual reagente está em excesso, devemos relacionar os dois reagentes: 1 mol de Cr 2 O 3 reage com 2 mol de Al 1 mol de Cr 2 O 3 reage com 54 g mol de Al 10 mol x = 540 g de Al Portanto, o reagente limitante é o trióxido de dicromo. Pela estequiometria entre o limitante e o cromo, temos: 1 mol de Cr 2 O 3 produz 2 mol de Cr 1 mol de Cr 2 O 3 produz 104 g de Cr 10 mol x = 1040 g de Cr 1040 g de Cr 100% de rendimento Y QUEST 13 Resolução: Letra C. 80% y = 832 g de Cr. De acordo com a tabela, verifica-se que o minério que apresenta o menor teor de enxofre por massa de ferro produzida (0,003/67,6) é o minério da região 3 e, por isso, ele será o minério mais conveniente no processo de produção do ferro. 16

17 QUEST 14 Resolução: Letra B. Massa de sílica presente em 200 t de minério da região 1: 0,97% de 200 t = 1,94 t De acordo com o enunciado: 100 g de calcário reagem com 60 g de sílica x 1,94 t de sílica x = 3,23 t de calcário QUEST 15 De acordo com o enunciado: 50 L de gás = 2 mol de gases. Como a mistura é equimolar, temos 1 mol de O 2 e 1 mol de H 2. A reação que ocorre no processo é: H 2 + ½ O 2 H 2 O. Portanto, 0,5 mol de oxigênio (16 g) está em excesso e, por isso, ao final do processo, haverá 1 mol de água (18 g) e 0,5 mol de O 2 no recipiente. Nesse processo, o hidrogênio sofre oxidação e o oxigênio redução. Por se tratar de um sistema fechado, a massa se conserva de acordo com a lei da conservação das massas. QUEST 16 Para determinarmos a proporção molar entre o FeS 2 e o ácido sulfúrico, é necessário obtermos a equação global do processo. Para isso, deve-se multiplicar a segunda equação por 4 e a terceira por 8 e realizar a soma de todas as equações. Portanto, a proporção encontrada é: 4 mol de FeS 2 produz 8 mol de H 2 SO 4 (: 4) 1 mol de FeS 2 produz 2 mol de H 2 SO g de FeS 2 produz 196 g de H 2 SO 4 60 kg x = 98 kg de H 2 SO 4 4FeS O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 8SO 2 + 4O 2 8SO 3 8SO 3 + 8H 2 O 8H 2 SO 4 4FeS O 2 + 8H 2 O 2Fe 2 O 3 + H 2 SO 4 17