Exemplos: HNO2. Exemplos: Exemplos: H3PO4 ácido ortofosfórico HPO3 ácido metafosfórico H4P2O7 ácido pirofosfórico

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1 FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos Segundo Arrhenius Meio aquoso - São compostos moleculares que dissolvidos em água, sofrem ionização e liberam como único cátion o íon H + ou o íon H3O + (hidrônio ou hidroxônio) e um ânion qualquer. Vejamos: H2SO4 2H + + SO4 2- H2SO4 + H2O 2H3O + + SO4 2- HNO3 HNO3 + H2O 1- Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos Ácido + elemento + ídrico Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO. Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2, H2O2. A soma dos nox de todos os átomos de um composto iônico ou molecular é igual a zero. A soma dos nox de todos os átomos de um íon é igual à carga do próprio íon. a) Regras para os grupos 13, 14,15 e 16. Quando o nox do elemento central for igual ao número de sua família: Ácido + elemento + ico. Quando o nox do elemento central for duas unidades menores que sua família: Ácido + elemento +oso. Quando o nox do elemento central for quatro unidades menores que sua família: Ácido + hipo + elemento + oso. H2CO3 H3BO3 H2SO3 H2SO4 HNO2 HNO3 H3PO4 H3PO3 H3PO2 b) Para elementos do grupo 17- Nóx do elemento: +7 Ác.+ Per+ elemento + ico + 5 Ác. + elemento + ico + 3 Ác. + elemento +oso + 1 Ác. + Hipo+ elemento + oso 2.2 Oxiácido - Pela determinação do nóx do elemento central do ácido Regras para a determinação do nox Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2, P4. Nox de um íon monoatômico é igual a sua própria carga. Ex: Na 1+ Em substâncias compostas os metais alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O. Em substâncias compostas os metais alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex: CaO, ZnCl2. Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl, H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-. Ex: NaH. HClO HClO2 HClO3 HClO4 c) Quanto grau de hidratação: Ácido orto (ico) H2O + Ácido +Meta + elemento + ico 2 x Ácido orto (ico) H2O + Ácido + Piro + elemento + ico H3PO4 ácido ortofosfórico HPO3 ácido metafosfórico H4P2O7 ácido pirofosfórico

2 2 Classificação dos Ácidos 2.1- Quanto à presença de oxigênio Hidrácidos não possuem oxigênio. Ex: HCl, H2S, HCN. Oxiácidos possuem oxigênio. Ex: HNO3, HClO4, H2SO Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis Monoácidos (monoprótico) apresentam um hidrogênio ionizável. HCl, HBr, HClO3, H3PO2 (exceção). Diácidos (diprótico) apresentam dois hidrogênios ionizáveis. H2SO4, H3PO3 (exceção). Triácidos (triprótico) apresentam três hidrogênios ionizáveis. H3PO4, H3BO3. Tetrácidos (tetraprótico) apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. H4SiO4, H4[Fe(CN)6] 2.3- Quanto ao número de elementos químicos Binário dois elementos químicos diferentes. HBr, HI. Ácidos fortes: HI > HBr > HCl. Ácido moderado: HF. Ácidos fracos: demais. Oxiácidos - Sendo HxEOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos que a força do ácido é evidenciada pela relação: F = Y X Y = número de oxigênios na fórmula X = número de hidrogênios ionizáveis F = 0 ácido fraco. Ex: HClO F = 1 ácido moderado. Ex: HNO2 F = 2 ácido forte. Ex: H2SO4 F = 3 ácido muito forte. Ex: HClO4 Exceção: H2CO3 ácido fraco. BASES 1- Fórmula Química Cátion (OH)x 2 Nomenclatura Hidróxido de +nome do cátion Ternário três elementos químicos diferentes. HNC, HBrO3, H2SO3. Quaternário quatro elementos químicos diferentes. HCNO, H4[Fe(CN)6] Quanto à volatilidade (ponto de ebulição) Voláteis possuem baixo ponto de ebulição, evaporam rapidamente. HCl, H2S, HCN, HNO3. Fixos possuem alto ponto de ebulição. H2SO4, H3PO Força do ácido Esta associado com a facilidade de ionização do ácido em meio aquoso, é descrita pelo grau de ionização (α): α = número de ácidos ionizados número total de ácidos Ácidos fortes: α > 50% Ácidos moderados: 5% α 50% Ácidos fracos: α < 5% 2.6- Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido Hidrácidos FÓRMULA NOMENCLATURA NaOH Hidróxido de sódio Soda cáustica KOH NH4OH Mg(OH)2 Hidróxido de potássio Hidróxido de amônio Hidróxido de magnésio Potassa Amônia aquoso ou amoníaco Leite de magnésia Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio Cal apagada, cal extinta ou cal hidratada Ba(OH)2 Hidróxido de bário Barita

3 CuOH Hidróxido de cobre I Cu(OH)2 Hidróxido de cobre II Fe(OH)2 Hidróxido de ferro II Fe(OH)3 Hidróxido de ferro III Hidróxido cuproso Hidróxido cúprico Hidróxido ferroso Hidróxido férrico Reação de neutralização parcial de ácido LiOH + H2CO3 LiHCO3 + H2O Reação de neutralização parcial de base Mg(OH)2 + HClO3 MgOHClO3 + H2O 1- Nomenclatura Nome do Ânion + de + Nome do Cátion 3-Classificação das Bases Quanto ao número de hidroxilas (OH ) Monobases: possuem uma hidroxila. Exemplo: NaOH, LiOH Para obter o nome do ânion a partir do nome do ácido, utilizar o quadro, onde a terminação do ácido é trocada. Dibases: possuem duas hidroxilas. Exemplo: Ca (OH)2, Fe(OH)2 Tribases: possuem três hidroxilas. Exemplo: Al (OH)3, Ni(OH)3 Tetrabases: possuem quatro hidroxilas. Exemplo: Sn(OH)4, Pb(OH) Quanto à força Bases fortes: o grau de ionização é praticamente 100% - metais alcalinos e alcalinoterrosos. Exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2,Ba(OH)2 Bases fracas: o grau de ionização é menor que 5%. Todas as demais bases. Exemplo: NH4OH, Al(OH) Quanto à solubilidade em água Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amônio. Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinoterrosos. Insolúveis: os demais hidróxidos. SAIS É todo composto que apresenta um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido. NaCl Cloreto de Sódio; KNO2 Nitrato de Potássio; NH4NO3 Nitrato de Amônio; NaNO2 Nitrito de Sódio ; FeCl2 Cloreto de Ferro (II) ou Cloreto Ferroso; Fe(NO3)3 Nitrato de Ferro (III) ou Nitrato Férrico; Fe2S3 Sulfeto de Ferro (III) ou Sulfeto Férrico; CuSO4 Sulfato de Cobre (II) ou Sulfato Cúprico; Mg3(PO4)2 Fosfato de Magnésio. NaHCO3 (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio; Al(OH)Cl2 (mono-)hidróxi-cloreto de alumínio ou cloreto (mono)básico de alumínio 2- Classificação dos Sais (C) +x (A) -y CyAx A reação ácido e base é denominada de neutralização ou salificação. Exemplo: Reação de neutralização total 2.1- Quanto à presença de íons H + e OH - Sais normais NaCl, CaCO3, NaH2PO2, CaHPO3. Hidrogeno sal NaHCO3, KHSO4. Hidróxi sal - CaOHCl, AlOHSO4 HCl + KOH KCl + H2O

4 Cl2O7 heptóxido de dicloro Solubilidade dos sais 2- Classificação Óxido Ácido ou anidrido Óxidos moleculares, geralmente gasosos, formados por ametais de nox igual ou superior a 4+. CO2, SO2, SO3, N2O5. Reações a) Óxido ácido + água ácido SO2 + H2O H2SO3 CO2 + H2O H2CO3 b) Óxido ácido + Base Sal + água SO2 + 2 KOH K2SO3 + H2O CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O ÓXIDOS Os óxidos são compostos binários oxigenados, sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo da molécula. 1- Nomenclatura Óxidos iônicos Óxido + nome do metal CaO óxido da cálcio (cal virgem ou cal viva) MgO óxido de magnésio ( leite de magnésia) Al2O3 óxido de alumínio (alumina) FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico (hematita) Óxidos moleculares Prefixo + óxido + nome do elemento CO monóxido de carbono SO2 dióxido de enxofre SO3 trióxido de enxofre N2O5 pentóxido de dinitrogênio Óxidos Básicos Óxidos iônicos com metais geralmente de nox igual ou menor a 4+. Na2O,CaO,FeO, Fe2O3. Reações a) Óxido básico + água base Na2O + H2O 2 NaOH CaO + H2O Ca(OH)2 b) Óxido básico + ácido Sal + água Na2O + 2 HNO3 2 NaNO3 + H2O CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O Óxidos Neutros ou indiferentes Geralmente óxidos moleculares que não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. CO, NO, SO, N2O. Óxidos Anfóteros - São óxidos que apresentam duplo comportamento ácido-base, estes podem reagir tanto com ácidos como com bases. ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2. ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O Óxidos duplos, mistos e salinos - Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Uma característica de óxidos mistos é o metal nox fracionário. Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4. Fe3O4 +8 HCl 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O Óxidos Peróxidos - São os óxidos formados por cátions de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos e pelo oxigênio com nox médio igual a 1-. Na2O2, CaO2, H2O2.

5 Reações a) Óxido peróxido + água base + H2O2 Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2 3 - Reações de Deslocamento ou Simples Troca Reação em que um determinado elemento desloca por maior reatividade outro elemento de outra substância. Reação obrigatoriamente de oxido redução. Reatividade dos Metais b) Óxido peróxido + ácido sal + H2O2 Na2O2 + 2 HCl 2NaCl + H2O2 Óxido Superóxidos Óxidos que apresenta nox médio para o oxigênio igual a 1/2. Li2O4, Na2O4, CaO4. Reações a) Óxido peróxido + água base + H2O2 + O2 2 Na2O4 + 4 H2O 4 NaOH + 2 H2O2 + 2 O2 b) Óxido peróxido + ácido sal + H2O2 Na2O4 + 2 HCl 2NaCl + H2O2 + O2 Reatividade dos Ametais F > O > Cl > Br > I > S > C Fe + 2 AgNO3 1 Fe(NO3)2 + 2 Ag F2 + 2 NaCl 2 NaF + Cl2 4- Reações de dupla troca Reação de mecanismo iônico, onde existe troca de cátions e ânions entre os reagentes. Para que ela ocorra, um dos produtos formados deve ser: a) Produto Insolúvel ou precipitado REAÇÕES INORGÂNICAS 1 - Reação de Síntese ou Adição - Reação em que dois ou mais regentes formam um único produto. 2H 2 + O 2 2H 2O H 2O + CO 2 H 2CO 3 2- Reações de Análise ou Decomposição - Reações em que um reagente se desdobra em dois ou mais produtos. H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(liq) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a) Fotólise: Decomposição pela ação da luz. H2O2 + luz H2O + ½ O2 b) Pirólise: Decomposição pela ação do calor. CaCO3 CaO + CO2 c) Eletrólise: Decomposição produzida pela passagem de corrente elétrica. NaCl(s) Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl b) Produto gasoso CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2O + CO2(g) c) Produto menos ionizável que os reagentes HCl + NaOH NaCl + H2O 01) As reações químicas ATIVIDADES I. AgNO3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) II. 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) III. C12H22O11(s) 12 C(s) + 11 H2O(l) IV. 2 HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) BaCl2(aq) + 2 H2O(l) Podem ser classificadas, respectivamente, como: a) reação de óxido-redução, reação de combustão, reação de decomposição, reação de precipitação. b) reação de neutralização, reação de decomposição, reação de síntese, reação de precipitação.

6 c) reação de precipitação, reação de combustão, reação de decomposição, reação de óxido-redução. d) reação de precipitação, reação de óxidoredução, reação de decomposição, reação de neutralização. e) reação de condensação, reação de óxidoredução, reação de combustão, reação de neutralização. 02) Em um processo de avaliação experimental, um aluno recebeu 4 rótulos contendo, separadamente, informações sobre os seguintes reagentes: Fe(NO3)2, AgNO3, KCl e Na2CO3. Recebeu, também, 4 frascos cada um contendo um desses reagentes, porém, sem identificação. Com o objetivo de rotulá-los adequadamente, o aluno numerou-os de 1 a 4, conforme figura a seguir, e fez alguns testes com amostras das soluções de cada frasco, obtendo as seguintes informações: I. Com a adição de ácido clorídrico, houve desprendimento de gás na amostra do frasco 1 e formação de um precipitado na amostra do frasco 2. II. Com adição de cloreto de sódio, observou formação de precipitado na amostra do frasco 2. III. Com adição de hidróxido de sódio, observou formação de precipitado nas amostras dos frascos 2 e 4. IV. Com a adição de ácido clorídrico, cloreto de sódio e hidróxido de sódio, nenhuma reação de precipitação ocorreu em amostras do frasco 3. De acordo com os resultados dos testes realizados, os frascos 1, 2, 3 e 4 contêm, respectivamente: a) Fe(NO3)2, AgNO3, KCl, Na2CO3 b) Na2CO3, AgNO3, Fe(NO3)2, KCl c) KCl, Na2CO3, Fe(NO3)2, AgNO3 d) Na2CO3, AgNO3, KCl, Fe(NO3)2 e) Fe(NO3)2, KCl, AgNO3, Na2CO3 03) Verifique as equações abaixo e assinale a alternativa que indica somente aquelas que representam reações que realmente ocorrem espontaneamente: II. Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 III. 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2 IV. Al + 3 KCl AlCl3 + 3 K V. Cu + MgCl2 2 CuCl2 + Mg a) somente I e IV b) somente II e III. c) I, II e V d) II, IV e V e) I, II, IV e V 04) A reação de hidratação de um certo óxido é representada pela equação: X2O + H2O 2 XOH, onde X é um elemento desconhecido. a) Classifique o óxido X20. b) A reação de neutralização de XOH com um acido produz sal e água. Sabendo que 112g de XOH reagem com 73g de ácido clorídrico, apresente o nome do sal formado nesta neutralização. 05) Em uma bancada de laboratório encontramse 4 frascos, numerados de 1 a 4. Cada um deles contém apenas uma das quatro soluções aquosas das seguintes substâncias: nitrato de prata (AgNO3), cloreto férrico (FeCl3), carbonato de sódio (Na2CO3) e ácido clorídrico (HCl), não necessariamente na ordem apresentada. Um estudante, com o objetivo de descobrir o conteúdo de cada frasco, realizou alguns experimentos no laboratório de química, à temperatura ambiente, e verificou que: I. A substância contida no frasco 1 reagiu com a substância contida no frasco 4, produzindo efervescência. II. A substância contida no frasco 1 não reagiu com a substância contida no frasco 3. Com base nos dois experimentos realizados, é correto afirmar que os frascos 1, 2, 3 e 4 contêm, respectivamente, soluções aquosas de: a) Ácido clorídrico, nitrato de prata, cloreto férrico e carbonato de sódio. b) Cloreto férrico, ácido clorídrico, nitrato de prata e carbonato de sódio. c) Ácido clorídrico, cloreto férrico, nitrato de prata e carbonato de sódio. I. 2 Ag + 2 HCl 2 AgCl + H2

7 d) Ácido clorídrico, nitrato de prata, carbonato de sódio e cloreto férrico. e) Carbonato de sódio, cloreto férrico, nitrato de prata e ácido clorídrico. Gabarito CONCLUSÃO O zinco sofreu oxidação: perdeu elétrons e seu número de oxidação aumentou. O íon Cu 2+ sofreu redução: recebeu elétrons e seu número de oxidação diminuiu. Agente Redutor: Zn 01) D 02) D 03) B 04) a) Óxido básico b) KCl 05) A Reação de Óxido-Redução Reação de óxido-redução é uma reação onde ocorre transferência de elétrons, evidenciada quando um ou mais elementos sofrem alterações em seus números de oxidação durante a reação. Oxidação Fenômeno em que existe a perda de elétrons por uma espécie química, tendo seu número de oxidação aumentado. Redução Fenômeno em que existe o ganho de elétrons por uma espécie química, tendo seu número de oxidação diminuído. Agente redutor - Espécie química que provoca a redução de um elemento. (substância que contém o átomo que sofreu a oxidação) Agente oxidante - Espécie química que provoca a oxidação de um elemento. (substância que contém o átomo que sofreu a redução) Vejamos: Uma lâmina de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de cobre. Agente Oxidante: CuSO4 Balanceamento de reções de oxi-redução 1) Determine o número de oxidação de todos os elementos da reação. 2) Determine por meio do número de oxidação quais foram os átomos que sofreram a oxidação e redução. 3) Colocar o número de elétrons perdidos x a maior atomicidade do átomo oxidado como coeficiente da substância oxidante (substância que contém o átomo que se reduz), e o número de elétrons recebidos x a maior atomicidade do átomo reduzido como coeficiente da substância redutora (substância que contém o átomo que se oxida) da reação. 4) Determinar os demais coeficientes da reação pelo método da conservação dos átomos. Regras para a determinação do nox Substâncias simples: nox=zero. Ex: H2, O2, P4. Nox de um íon monoatômico é igual a sua própria carga. Ex: Na 1+ Em substâncias compostas os metais alcalinos e a prata, nox= 1+. Ex: NaCl, Ag2O. Em substâncias compostas os metais alcalinos terrosos e o zinco, nox=2+. Ex: CaO, ZnCl2. Hidrogênio geralmente nox=1+. Ex: HCl, H2SO4. Nos hidretos metálicos, nox=1-. Ex: NaH. Oxigênio geralmente nox=2-. Ex: H2O, CaO. Formando Peróxidos, nox=1-. Ex: Na2O2,H2O2. A soma dos nox de todos os átomos de um composto iônico ou molecular é igual à zero. A soma dos nox de todos os átomos de um íon é igual à carga do próprio íon. Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + C u Zn 0 + Cu 2+ Zn 2+ + C u 0 EXERCÍCIOS DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 01) (UFPR) Balancear uma equação química é determinar os valores dos seus coeficientes de modo a satisfazer certas

8 condições. Considere a equação química não balanceada: Cr2O7 2- (aq) + Fe 2+ (aq) + H + (aq) Cr 3+ (aq) + Fe 3+ (aq) + H2O(liq) Com base no exposto, é correto afirmar que a equação acima, quando balanceada, deve satisfazer as condições: 01. A soma das massas dos produtos deve ser igual à soma das massas dos reagentes. 02. O número de átomos de um elemento químico deve ser conservado durante a reação química. 04. O número total de íons entre os produtos deve ser igual ao número total de íons entre os reagentes. 08. A soma dos coeficientes dos produtos deve ser igual à soma dos coeficientes dos reagentes. 16. A soma das cargas elétricas dos produtos deve ser igual à soma das cargas elétricas dos reagentes. 32. O total de elétrons cedidos pelo agente redutor deve ser igual ao total de elétrons recebidos pelo agente oxidante. 02) (UEPG PR) Sobre a equação abaixo, que representa a formação da ferrugem, assinale o que for correto. 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 01. O ferro metálico é reduzido para Fe O ferro metálico é o agente redutor. 04. O oxigênio é oxidado. 08. O oxigênio é um agente oxidante. 16. A soma dos estados de oxidação dos reagentes é zero. 03) Na reação esquematizada pela equação, não-balanceada: H2O2 +KMnO4 +H2SO4 K2SO4 +MnSO4 + H2O + O2 a) O peróxido de hidrogênio e o permanganato de potássio agem, respectivamente, como oxidante e redutor. b) O coeficiente mínimo e inteiro do ácido sulfúrico é 6, na equação balanceada. c) O manganês do permanganato de potássio perde 5 elétrons. d) O manganês do permanganato de potássio se reduz, enquanto o oxigênio do peróxido de hidrogênio se oxida. e) O coeficiente mínimo e inteiro do peróxido de hidrogênio é 2, na equação balanceada. 04) Considere-se a equação química não balanceada representada a seguir: MnO4 - + H2O2 + H + Mn 2+ + H2O + O2 Com base nos conhecimentos sobre reações químicas, funções inorgânicas e fases da matéria e considerando-se a equação acima, balanceada com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, pode-se afirmar: 01. A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que balanceiam a equação é O volume de gás desprendido durante essa reação, nas CNTP, é de 100 L. 04. São necessários 5 mols de H + (aq) para reagir com 118,9g de MnO 4 (aq). 08. O MnO 4 é o agente redutor. 16. H2O2 é um peróxido molecular. 32. Todo oxigênio do MnO 4 (aq), nessa reação, é transformado em O2(g). 64. MnO 4 (aq) é o ânion permanganato. 05) (UEL PR) O peróxido de hidrogênio puro é líquido, incolor, xaroposo e muito reativo. É comercializado como reagente químico em solução aquosa e, dependendo da concentração, pode ser empregado como antisséptico ou como alvejante. Considere as duas seguintes equações não equilibradas, como exemplos de reações que ocorrem ao se utilizar o peróxido de hidrogênio, e analise as afirmativas a seguir:

9 1ª. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 KHSO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O + O2 2ª. H2O2 + KI I2 + KOH I. O peróxido de hidrogênio é agente redutor em ambas as equações. II. O peróxido de hidrogênio atua como agente redutor na primeira reação e como agente oxidante na segunda reação. III. O número de elétrons envolvidos na semi-reação do peróxido de hidrogênio na segunda reação é 2. IV. A soma algébrica dos coeficientes mínimos inteiros para a primeira reação equilibrada é 26. São corretas as afirmativas: a) I, III e IV. b) II, III e IV. c)ii e III. d) I e III. e) II e IV. 06) (UFMS) O cobre metálico sofre oxidação na presença de ácido nítrico, de acordo com a equação não balanceada: Cu + HNO3 Cu(NO3) 2 + NO + H2O. A respeito dessa reação, é correto afirmar: 01. O cobre recebe dois elétrons. 02. O nitrogênio é o agente oxidante. 04. O nitrogênio sofre oxidação. 08. O cobre é o agente redutor. 16. A soma dos coeficientes dos reagentes e produtos da equação é igual a ) (UEPG PR) A pessoa que é submetida ao teste do bafômetro assopra num tubo desse aparelho, que conduz o ar para um analisador contendo uma solução ácida de dicromato de potássio. Assim, se houver álcool no ar expirado, ele é convertido em ácido acético, conforme a equação química não-balanceada: H3C H2C OH + K2Cr2O7 + H2SO4 H3C COOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Sobre esta equação, assinale o que for correto. 01. Constitui uma reação de auto-redox. 02. O íon cromo sofre redução. 04. A equação balanceada apresenta, em seqüência, os seguintes coeficientes para os reagentes: 3, 2 e O Nox do carbono permanece invariável. 16. O oxigênio do K2Cr2O7 recebe elétrons. 08) (UEM PR) Dadas as equações químicas abaixo, não balanceadas, assinale o que for correto. I) akmno4 + bfeso4 + ch2so4 dk2so4 + emnso4 + ffe2(so4)3 + gh2o II) ak2cr2o7 + bna2c2o4 + ch2so4 dk2so4 + ecr2(so4)3 + fna2so4 + gh2o + hco2 01. Na equação I, o agente oxidante é o KMnO4 e o número de oxidação do potássio varia de +7 para Na equação II, o número de oxidação do cromo passa de +6, no K2Cr2O7, para +3, no Cr2(SO4) Na equação II, o carbono é oxidado de +3 para Na equação I, o agente redutor é o sulfato ferroso e o número de oxidação do ferro varia de +2 para O somatório dos coeficientes a, b, c, d, e, f, g e h na equação II, em menores números inteiros, é ) (UNIOESTE-PR) Com relação a reação química mostrada abaixo podemos afirmar que: CuSO4 (aq) + Fe (s) FeSO4 (aq) + Cu (s) a) O cobre e oxidado. b) O ferro e reduzido. c) A variação do numero de oxidação do enxofre e de +6 a +4. d) CuSO4 e o agente oxidante. e) A variação do numero de oxidação do ferro e de +2 a zero. 10) Em um laboratório, um grupo de estudantes colocou um pedaço de palha de aço em um prato cobrindo-o com água sanitária. Após 10 minutos, eles observaram, no fundo do prato, a formação de uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é Fe2O3. A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro (Fe) e o hipoclorito de sódio

10 (NaClO), presentes na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação nãobalanceada: Fe(s) + NaClO(aq) Fe2O3(s) + NaCl(aq) Considerando-se essas informações, é INCORRETO afirmar: a) O hipoclorito de sódio atua como o redutor. b) O ferro sofre uma oxidação. c) A soma dos coeficientes das substâncias que participam da reação é igual a 9. d) O átomo de cloro do hipoclorito de sódio ganhou 2 elétrons. 11) Uma placa de zinco foi totalmente mergulhada em um recipiente contendo 50 ml de solução 4,5 mol L 1 de ácido sulfúrico, à temperatura ambiente. Observou-se, inicialmente, que havia o desprendimento de bolhas da superfície da placa e, após algumas horas, que a placa havia sido totalmente consumida. Sobre o experimento descrito, assinale o que for correto. 01. O zinco metálico foi oxidado e liberado na forma de vapor. 02. O processo de dissolução da placa metálica em ácido forte é um fenômeno físico. 04. Na reação entre a placa e o ácido ocorre variação do nox do zinco, que passa de (0) a (+2). 08. As bolhas observadas se devem à formação e desprendimento de H2(g). 16. Ocorre uma reação de deslocamento, que permite a formação do composto ZnSO4(aq).