GABARITO AULA 1 CÁLCULOS QUÍMICOS PARTE 1 1- A massa molar do C 9 H 8 O 4 é 18g/mol, e 1 mol tem 6,. 1 23 moléculas, então: 18 g ----------- 6,. 1 23 moléculas 45. 1-3 g------ x x = 45. 1-3. 6,. 1 23 18 x = 27. 1 2 18 x = 1,5. 1 2 moléculas 2- a)a massa molar da água é igual a 18 g/mol. Visto que a densidade da água é igual a 1, g/ml, em 18 ml de água, temos 18 g: d = m v m = d. v m = (1, g/ml). 18 ml m = 18 g * quantidade total de átomos: 1 molécula de água (H 2 O) ----- 3 átomos 6,. 1 24 moléculas/mol ------ y y = (6,. 1 24 ). 3 y = 18,. 1 24 átomos Assim, temos: 1 mol de moléculas de água ------ 18 g/mol n --------------------- 18 g b)ligação de hidrogênio c),9g------- 1ml n = 18/18 n = 1 mol de moléculas de água X ------- 18ml X= 162g * determinar o número de moléculas de água: 18 g/mol ------- 6,. 1 23 moléculas/mol 18 g----------- x x = 18. 6,. 1 23 18 x = 6. 1 23 = 6,. 1 24 moléculas de água. 18g ------ 2x6x1 23 átomos de H 162g ------ Y Y=1,8 x 1 25 átomos de H 3- a) 1,5 mol b) 3, mols d) 1,8. 1 4 átomos de carbono 4- a) 26L 5- a) Equação química balanceada da combustão completa do acetileno com oxigênio puro: 2C H + 5O 4CO + 2H O 2 2 2 2 2 b) Como as condições de pressão, temperatura e volume são iguais, os dois cilindros contêm o mesmo número de mols de moléculas. Para um mol de moléculas, teremos: Massa molar média do ar = 28,9 g/mol. Massa molar do oxigênio = 32 g/mol. O cilindro de oxigênio puro contém uma massa maior. 6- a) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Nas CNTP, temos que 1, mol de qualquer substância libera 22,4 L de gás. Logo: 1, g de CaCO 3 ---------------- 22,4 L 5, g ---------------- x x = 11,2 L b) CaO(s) + H 2 O Ca(OH) 2 (s) Ca(OH) 2 : hidróxido de cálcio. c) 1Moléc de CO2 ---------- 44u X----------------- 44u X= 1moléculas 44g --------- 6x1 23 moléculas 3 Y---------- 1 moléculas Y= 7,33 X1 24 MOLÉCULAS 1
GABARITO - AULA 2 CÁLCULOS QUÍMICOS PARTE 2 1- a) Como esse elemento apresenta apenas dois isótopos, podemos afirmar que, na natureza, a abundância desses dois elementos resulta em 1%. x + y = 1 ou x = 1 y (já que o enunciado pede a abundância do átomo de massa igual a 71). Ao Aplicar os dados conhecidos na fórmula da massa atômica. M.A. = massa do isótopo 1. abundância + massa do isótopo 2. abundância 1 68 = 66.(1-y) + 71.y 1 68.1 = 66-66y + 71y 68 66 = -66y + 71y 2 = 5y y = 2 5 y = 4% b) 1mol -------68g 3 mols ------ Z Z=24 g 2-28 g CO ------------------ 6x 1²³ moléculas de CO 4,6 x 1-² g -------------- N N = 4,6 x 1-² x 6 x 1²³ / 28 N =,985 x 1²¹ 3 SiO 2 = 28 + 2.16 = 6 g/mol 6 g ---------------- 6. 1²³ moléculas 18 g --------------- n n = 18. 1²³ moléculas de SiO2 em um copo Em 1 dia levamos a boca o copo 1 vezes e cada vez desprendemos 8 moléculas, em 1 vezes desprendemos 8 moléculas então. 8 moléculas ----------------- 1 dia 18. 1²³ moléculas ------------ t t = 2,25. 1 21 dias Em horas (1 dia = 24 horas): t = 5,4. 1²² horas 4 a) Cu é oxidado para cu 2+ assim 2 elétrons por átomo de cobre ( cada equação) b) 1mol --------2x6x1 23 e - 8mols ------X X=9,6 X 1 24 e - c) 4x63g -------2x6x1 23 e- 6,3x1-3 g ----- Y Y=3 X 1 19 e - 2
5- a)mm (C₄H₆O₂) = (4 x 12) + (6 x 1) + (2 x 16) = 86 g/mol Em cada molécula de butadiona há 4 átomos de carbono, logo: 86 g ------------ 4 x 6 x 1²³ átomos de carbono 4,3 g ----------- N N = 4,3 x 4 x 6 x 1²³ / 86 N = 1,2 x 1²³ átomos de carbono b) 86g -------- 11mols de lig sigma 86g -------- 2mols de lig pi 4,3g ------------ Y 4,3g -------- Z Y= 1,8 mols de sigma Z=,1 mol de pi 6-1º Passo: 6 Na (l) + Al 2 O 3(s) 2 Al (l) + 3 Na 2 O (s) A massa molar do Na é 23 g/mol e do Al 2 O 3 é 12 g/mol. Determinando a quantidade em mols (n) de cada reagente: n = m/mm n Na =,24 mol n Al2O3 = 5,1g / 12 g/mol n Al2O3 =,5 mol 2º Passo: Fazer a relação estequiométrica para descobrir a quantidade de Al 2 O 3 necessária para reagir com,24 mol de Na: 6 Na (l) + Al 2 O 3(s) 2 Al (l) + 3 Na 2 O (s) 6 mol ----- 1 mol,24 mol---- x x =,4 mol 3º Passo: O cálculo anterior mostrou que seria necessário,4 mol de Al 2 O 3 para reagir totalmente com,24 mol de Na. Mas, o 1º passo mostrou que na verdade temos uma massa maior do que essa, que é de,5 mol de Al 2 O 3. Assim, o Al 2 O 3(s) é o reagente em excesso e o Na é o reagente limitante. b) Para saber qual é a massa de alumínio produzida, basta relacionar com a quantidade do reagente limitante que temos, isto é, do sódio: 6 Na (l) + Al 2 O 3(s) 2 Al (l) + 3 Na 2 O (s) 6 mol de Na ---- 2 mol de Al 6 mol. 23 g/mol de Na ----- 2 mol. 27 g/mol de Al 138 g de Na ---- 54 g de Al 5,52 g de Na ---- y y = 54. 5,52 138 y = 2,16 g de Al serão produzidos. c) Para saber a massa de reagente em excesso (Al 2 O 3 ) que irá sobrar, basta diminuir a quantidade que foi colocada para reagir no início pela quantidade que de fato reagiu:,5 mol ----- 5,1 g,4 mol ---- w w =,4. 5,1,5 w = 4,8 g de Al 2 O 3 reagiram 5,1 4,8 = 1,2 g de Al 2 O 3 restaram. 3
AULA 3 CÁLCULO DE FÓRMULAS 1- a)diminuindo a massa total do composto, pela massa do fósforo, obtemos a massa do Cloro, que será de 47,32 g: Massa do fósforo (P) = 8,28 g Massa do composto = 55, 6 g Massa do cloro = (55,6 8,28) g = 47,32 g Precisamos passar esses valores para mol. Assim, é só dividir cada massa pela respectiva massa molar de cada elemento: P = 8,28 g,267 mol 3,97 g/mol Cl = 47,2 g 1,334 mol 35,46 g/mol Visto que os valores não são inteiros, para descobrir a fórmula mínima é preciso dividir todos os valores pelo menor deles, que é o,267: P =,267_ = 1,267 Cl = 1,334_ 5,267 Assim, a fórmula mínima ou empírica desse composto é PCl 5. b) 2- Transformação da proporção percentual para a proporção de massa de cada elemento em 1 g da amostra: 4,9 g de carbono, 4,58 g de hidrogênio e 54,5 g de oxigênio Dividindo pelas respectivas massas molares para saber quanto corresponde em quantidade de matéria (mol): C = 4,9 g = 3,41 mol 12,1 g/mol H = 4,58 g = 4,54 mol 1,8 g/mol O = 54,5 g = 3,41 mol 16, g/mol Os átomos presentes na amostra de vitamina C estão na seguinte proporção 3,41 : 4,54 : 3,41. É preciso dividir pelo menor número (3,41) para que virem números inteiros: C = 3,41 = 1 3,41 H= 4,54 1,33 3,41 O = 3,41 = 1 3,41 As moléculas contêm somente os números inteiros dos átomos e um dos átomos não está com o número inteiro. Assim, devemos multiplicar cada número por um fator correto de modo que todos os números possam ser levados a números inteiros. Por exemplo, 1,33 é igual a 4/3 (dentro do erro experimental), portanto podemos multiplicar os números por 3: C = 1. 3 = 3 H = 1,33. 3 4 O = 1. 3 = 3 Desse modo, encontramos a fórmula mínima da vitamina C: C 3 H 4 O 3. 4
3- a) nc 6 H 12 O 6 - nh 2 O = [C 6 H 1 O 5 ] n (celulose). Fórmula mínima: C 6 H 1 O 5. b) C 6 H 12 O 6 = 6 12u + 12 1u + 6 16u = 18 u. 4- a) C8H1N4O2 b) Teremos: Fórmula molecular da frutose : C6H12O6 C6H12O6 = 18 g/mol 18 g/mol 1 % 72 g/mol pcarbono pcarbono = 4 % c) CF= V - (N + 1/2 L) CF= 5 - ( 2 +,5 x 6 ) = V = quantidade de elétrons de valência do átomo livre; NL = quantidade de elétrons presentes nos pares isolados (não ligantes) do átomo na estrutura; L= quantidade de elétrons compartilhados pelo átomo na estrutura. 5- a) Termos: Número de mols de Y =,625 mol Número de mols de X = 1,25 mol Número de mols total = 1,875 % em mols de Y =,625,3333 33,33 % 1,875 = = % em mols de X = 1, 25,6666 66,66 % 1,875 = = b) Teremos: Y6% X4% 6 4 96 32,625 1,25 Multiplicando por 8 : 8,625 8 1,25 Y X Dividindo por 5 : Y X (fórmula química) 1 2 6- a)convertendo em número de mol as massas de CO 2 e H 2 O e depois achando os números de mol de C e H e suas respectivas massas: 5 1 n = 8,8 / 44 =,2 mol de CO 2 n = 5,4 / 18 =,3 mol de H 2 O 1 mol de CO 2 ------ 1 mol de C,2 mol de CO 2 ---- X X =,2 mol de C 1 mol de C ----- 12 g,2 mol de C --- X X = 2,4 g de C 1 mol de H 2 O ------ 2 mols de H,3 mol de H 2 O ---- Y Y =,6 mol de H 1 mol de H ----- 1 g,6 mol de H --- Y Y =,6 g de H 5
Encontrando a massa de O 2 que foi posta para reagir:,3 = m / 32 m = 9,6 g de O 2 Montando a equação e aplicando a Lei da Conservação da Massa: CxHyOz + O 2 ===> CO 2 + H 2 O X g de CxHyOz + 9,6 g de O2 = 8,8 g de CO2 + 5,4 g de H 2 O X = 4,6 g de CxHyOz A quantidade de oxigênio é encontrada pela diferença da massa do composto e da massa de C e H: m de O = 4,6 g - 2,4 g -,6 g = 1,6 g de O Encontrando o número de mol de O: n = 1,6 / 16 =,1 mol de O Finalmente, nós achamos os seguintes resultados:,2 mol de C,6 mol de H,1 mol de O Dividindo todos pelo menor:,2 /,1 = 2 mol de C,6 /,1 = 6 mol de H,1 /,1 = 1 mol de O Fórmula molecular e mínima : C 2 H 6 O sendo o etanol ou o metoxi metano. b) Etanol AULA 4 COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 1) a) Somente B. Pois Há menos soluto que o limite para a dada temperatura. b) Em nenhum, pois uma solução supersaturada não possui corpo de fundo. c) Abaixar a temperatura, pois reduz a solubilidade do soluto. 2) a) Insaturada b) Um sal de solubilidade endotérmica, sendo que em 28g uma solução saturada a 5 C há 8g de soluto e 2g de solvente. c) A 5 C é possível dissolver mais 8g de soluto. d) É uma solução saturada, pois está no limite da saturação para a temperatura de 3 C. 3) 14 ml de água 4) 8 kg de lactose 5) Pelo gráfico em 1 g de água a 9 C, temos: NaClO3: 17 g NaCl: 4 g m(total) = 1 g + 17 g + 4 g = 31 g. a) Pelo gráfico em 1 g de água a 25 C, temos: NaClO3: 12 g NaCl: 38 g Logo, cristalizam: 17 g - 12 g = 68 g de NaClO3 4 g - 38 g = 2 g de NaCl Massa total cristalizada = 68 g + 2 g = 7 g. 7 g ------ 1 % 68 g ------ p p = 97,1 % de pureza de NaClO3. b) A solubilidade de NaClO3 em água (processo direto) aumenta com a temperatura (vide gráfico). O aumento da temperatura favorece o processo endotérmico. Logo, a solubilidade do NaClO3 em água é um processo endotérmico, ou seja, a dissolução, em água, do clorato de sódio absorve calor. 6) 5 % m/m 7) a) 36 g/l pois a solução torna-se saturada. b)4 L 6
8) I) Pois ao afundar o mergulhador vai em direção a águas mais frias, isso aumenta a solubilidade dos gases no sangue, o que impede a formação de bolhas. II) O retorno lento diminui a possibilidade de formar bolhas pois vai havendo um lento equilíbrio térmico, além do equilíbrio do ph presente com o tampão de bicarbonato. III) A mudança abrupta altera fortemente a temperatura, a solubilidade dos gases cai rapidamente formando gases livres no sangue, bolhas. 9) 1 F 2 F 4 F 8 V 16 - V 1) O sal é o NaHCO 3 AULA 5 CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES PARTE 1 1) Em 2 L irá consumir 8 microgramas. O equivalente a,4 ppm. 2) A),1 da glicose e,9 da água. B) Aproximadamente 17 %m/v 3) Foram usadas 288g de água para o preparo de uma solução 64 %m/v 4) A fração molar aproximada é de,97 5) A) É de aproximadamente 15,28 % m/m B) A 1/4 do volume inicial 6) O valor é de 1 % 7) a) 5,87 % m/m b) 5,2 x 1 22 íons c) 18,94 % m/v 8) A) 36,74 %m/v B) Aproximadamente 77 L de CO 2 nas CNTP C) As semelhantes interações intermoleculares, o que acareta a semelhante polaridade. 9) a) 63 g de HNO 3 b) 37 g de H 2 O c) 315 g de HNO 3 e 185 g de H 2 O d) Título em massa de,63 e a Fração molar é de,327 1) É de 1,8 miligrama. 1) Aproximadamente 3,5 g de NaCl 2) Aproximadamente 27 ml 3) É de 3 g/l 4) A) 6 g/l B) Aproximadamente,175 mol/l 5) 6) 2,5 L 6) 9 mg de ácido 7) 2,5 g de CaCO 3 8) 25 ml de solução 1) É de 33 L de água. 2) A),2 g de NaOH B) 2,5 x 1-3 mol/l C),4 % m/m 3) 4,8 g/l 4) A),2 g de NaOH B) Diluindo 1 ml da solução,1 mol/l para 1 L C) 18 ml 5),12 mol/l 6) A da Sacarose é de 2 g/l e a do NaCl é de 1,2 mol/l. AULA 6 CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES PARTE 2 9) A) 64 g/l B) 1,5 g de NaOH C) 2 ml 1) 5 frascos 11),6 mol/l 12) m/m 13) Aproximadamente 4 mol/l 14) Aproximadamente,15 mol/l e 9 mg/l, respectivamente. É o Cálcio (Ca). AULA 7 DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES 7) a) 7 g b) 8,75 ml c) 168,27 ml 8) É de,4 mol/l 9) 16 ml e 24 ml, respectivamente. 1) 4,4 g/l 11),65 mol/l de íons Cl - 12),88 mol/l de íons Cl - 7
1),18 mol/l de SrCl 2 e,4 mol/l de excesso de HBr AULA 8 MISTURA DE SOLUÇÕES COM REAÇÃO 6) Aproximadamente,34 mol/l 2) A) Básico, pois há excesso de Ca(OH) 2 B) É de,1 mol/l de Ca(OH) 2 3) A) 1 g de NaOH B),625 mol/l de NaCl e,5 mol/l de excesso de HCl 4) A) Básico, pois há excesso de NaOH B),25 mol/l de NaOH 5) 1,95 g de Al(OH) 3 7) 1:4:3 8) A) Neutra, pois não há excesso de nenhum dos reagentes, apenas um sal que não sofre hidrólise. B),5 mol/l de CaCl 2 C) Não há excesso 9) A) KOH (aq) + HCl (aq) --> KCl (aq) + H 2 O (l) B) São necessários 4 ml de cada uma das soluções escolhidas 1) É de 1,5 M de HCl AULA 9 VOLUMETRIA OU TITULAÇÃO PARTE 1 1. a),2 mol/l e 8 g/l b),8g de NaOH 2.,2 mol/l de KOH e 11,2 g/l de KOH b),224g de KOH 3.,5 mol/l de H 2 O 2 e 5,6 volumes 4. a),4 mol/l de AgNO 3 b) 4.1-3 mol de AgCl c),574g de AgCl 5. a) azul violáceo b) 2,32 g/l de I 2 c) 1,94% em massa AULA 1 - VOLUMETRIA OU TITULAÇÃO PARTE 2 1. 8% de pureza 2. a) 7,2% de pureza b) gás castanho 3. 44% de ouro 4. a) 5,33 mol/l de HNO 3 b) coloração azul 5. v = 6 ml de solução de H 2 SO 4 6. a) 1,84 mol/l de H 2 SO 4 b) 18,4 mol/l de H 2 SO 4 c) d =1,84 g/ml GABARITO AULA 11 - PROPRIEDADE COLIGATIVAS 1) a) Osmose b) A casca do ovo é composta basicamente de carbonato de cálcio, que reage com o ácido acético do vinagre formando um sal solúvel. c) A água atravessa uma membrana semipermeável da região menos concentrada em número de partículas para a mais concentrada em número de partículas. 2) O aditivo diminui a pressão de vapor do solvente na solução formada, provocando uma diminuição do ponto de fusão, evitando o congelamento da água. 3) A curva B porque possui menor pressão de vapor na mesma temperatura. 4) a) 7,8atm b) substituindo os dados na fórmula encontraremos C=,16mol/L. 5) a) IV < II < I < III b) III < I < II < IV c) III < I < II > IV 6) PM= 46 u 7) C=,34 mol/l 8) n= 71 9),1 1) P CO2 > P Br2 > P Hg 8
GABARITO AULA 12 - PROPRIEDADE COLIGATIVAS 1 ) 18 g/mol 2 ) 256 g/mol 3) 228 moléculas 4) 89,8% 5) 31,2 mmhg 6) V, V, F, F, V 7) 4 átomos 8) 13% 9) Menor, pois a temperatura de ebulição é maior. 1) Aumentar. Durante a ebulição a concentração aumenta. GABARITO QUESTÕES OBJETIVAS 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 E B D B A D B A B D Resposta da questão 1: H 2 O ( g) + C ( s) CO ( g) + H 2( g) Equação global. GABARITO AULA 13 TERMOQUÍMICA E TERMODINÂMICA Para obtermos a equação global, devemos aplicar a Lei de Hess com as equações fornecidas. Assim: 1 Equação I ( inverter) H2O( g) H2g ( ) + O2g ( ) ΔH = + 242, kj 2 Equação II manter C + O CO ΔH = 393,5 kj ( ) ( s) 2g ( ) 2g ( ) 1 Equação III ( inverter e dividir por 2) CO2(g) CO(g) + O2(g) ΔH = + 238,5, kj 2 H 2 O ( g) + C ( s) CO ( g) + H 2( g) com valor de Δ H = + 87 kj por mol de hidrogênio produzido. Assim: 2 g de H 2 produzido + 87 kj 1 g E E = 43.5 kj/kg de hidrogênio produzido. O agente redutor da reação é o carbono, pois este sofre oxidação, conforme mostra o esquema abaixo: H2O( g) + C( s) CO( g) + H2( g) Resposta da questão 2: a) Teremos: b) Teremos: Nox= Nox=+ 4 4C3H 5(NO 3) 3( ) 12CO 2(g) + 1H2O(g) + 6N 2(g) + O 2(g) 29 mols 4 mols 29 22,4 L 1 mol V 29 22,4 L V = = 162,4 L 4 4C3H 5(NO 3) 3( ) 12CO 2(g) + 1H2O(g) + 6N 2(g) + O 2(g) 4( 365 kj) 12( 4 kj) 1( 24 kj) 6 ΔH = [12( 4 kj) + 1( 24 kj) + 6 + ] [4( 365 kj)] ΔH = 575 kj / 4 mol de nitroglicerina ΔH = 1435 kj / mol 9
Resposta da questão 3: a) O valor de Δ G negativo indica que o processo é espontâneo. O valor da constante de equilíbrio indica se no estado de equilíbrio há predomínio de produtos ou reagentes, ou seja, indica de forma indireta o rendimento do processo. Já a energia de ativação fornece informações sobre a cinética da reação, ou seja, se o processo será lento ou rápido. Quanto menor for a energia de ativação de um processo químico, maior será sua velocidade ou rapidez. b) Conforme explicado no item anterior, os parâmetros analisados de forma integrada servem como previsão da possibilidade de ocorrência de um processo químico, do seu rendimento e da sua rapidez. Em resumo, relatam as condições de ocorrência de um processo químico, o que é extremamente importante quando se deseja fazer uso industrial da transformação. c) Pela equação temos a seguinte estequiometria: 3 mols 2 mols 6 g de H 34 g de NH 2 3 6 m 8 1 8 toneladas 6 m = 1,41 1 g ou 1,41 t de amônia. Resposta da questão 4: a) Equação química balanceada da reação de combustão de benzeno a C 6 : 1C6H 6( ) + 15O 2(g) 3H2O( ) + C 6(s) b) Teremos: 1C6H 6( ) + 15O 2(g) 3H2O( ) + C 6(s) 1( + 49 kj) 3( 286 kj) + 2327 kj HReagentes HPr odutos H= HPr odutos HReagentes H = [3( 286 kj) + 2327 kj] [1( + 49 kj) + ] H = 6743 kj/mol C6 H = 674,3 kj/mol C6H6 Resposta da questão 5: a) Teremos as seguintes equações de combustão: Para o metanol: 3 32 g 638,5 kj liberados CH3OH( ) + O 2(g) CO 2(g) + 2H2O( ) 2 1g EMe tanol 238,6 kj 393,5 kj 2( 241,8 kj) EMe tanol = 19,95 kj liberados H = [ 393,5 kj + 2( 241,8 kj)] [ 238,6 kj + ] H = 638,5 kj/mol Para o etanol: C2H5OH( ) + 3O 2(g) 2CO 2(g) + 3H2O( ) 46 g 1234,7 kj liberados 277,7 kj 2( 393,5 kj) 3( 241,8 kj) 1g EEtanol H = [2( 393,5 kj) + 3( 241,8 kj)] [ 277,7 kj + ] EEtanol = 26,84 kj liberados H = 1234,7 kj/mol Portanto o etanol libera mais energia por grama (26,84 kj > 19,95 kj). b) Um automóvel da fórmula Indy pode gastar 5 litros de etanol (d =,8 g/ml) por volta em um determinado circuito, então: 5 L = 5 ml; de tanol =,8 g / ml. 1mL,8 g 5 ml me tanol m = 4 g e tanol 1 g(e tanol) 26,84 kj liberados 4 g(e tanol) E E = 17.36 kj 1
Resposta da questão 6: a) Como a reação de formação de amônia é exotérmica, com a elevação da temperatura o equilíbrio deslocaria no sentido endotérmico, ou seja, para a esquerda. 3H + N 2NH + calor 2(g) 2(g) 3(g) esquerda b) Teremos: 3 1 H2(g) + N2(g) 1NH3(g) 2 2 + 3 3 (H H) = + ( 436) kj (quebra) 2 2 + 1 1 (N N) = + ( 944) kj (quebra) 2 2 3 (N H) = (3 39) kj (formação) ( + 654 + 472 117) kj = 44 kj ΔHformação (NH ) = 44 kj 3 c) Teremos: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 4 mol 2 mol 2L 2L (início) 3 mol 1 mol 2 mol + 2L 2L 2L (início) 1 mol 1 mol 2 mol 2L 2L 2L (início) K [NH 3 ] = [H ] [N ] 2 = 2 K C = 16 3 1 1 1 2 2 2 C 3 1 2 2 2 d) A velocidade final aumenta 54 vezes: 3 1 vincial = k[h 2] [N 2] 3 1 vfinal = k(3[h 2] )(2[N 2] ) 3 1 3 1 vfinal = 27k[H 2] 2[N 2] v final = (27 2)k[H 2] [N 2] 3 1 vfinal = 54 k[h 2] [N 2] vfinal = 54 vincial Resposta da questão 7: a) Aplicando a Lei de Hess, vem: CaO( s) + 2HC ( aq) CaC 2( aq) + H2O( ) H = 186 kj (manter) CaO s + H2O Ca OH H = 65 kj (inverter) 2s Então, ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 2 ( s ) ( ) 2 ( aq ) Ca OH Ca OH H = 13 kj (inverter) CaO ( s) + 2HC ( aq) CaC 2( aq) + H2O( ) H 1 = 186 kj ( ) 2s ( ) Ca OH CaO( s ) + H2O( ) H 2 = + 65 kj ( ) ( ) Ca( OH 2 aq ) 2 ( s ) Ca OH 2HC + Ca OH CaC + 2H O ( aq) ( ) ( ) 2( aq) 2 ( ) 2 aq final 1 2 3 3 H = + 13 kj ΔH = H + H + H = 186 + 65 + 13 = 18 kj b) A partir da primeira reação CaO( s) + 2HC ( aq) CaC 2( aq) + H2O( ), teremos: CaO( s) + 2HC ( aq) CaC 2( aq) + H2O( ) ΔH = 186 kj 56 g 186 kj (liberados) 28 g E E(liberada) = 93 kj Reação exotérmica. 11
GABARITO AULA 14 - CINÉTICA QUÍMICA SÉRIE CASA 1. A 2. D 3. A 4. D 5. A 6. A 7. B 8. A 9. E 1. E 1. Adição eletrófila Adição via radical livre. Substituição via radical livre. Substituição eletrófila Adição via adsorção Substituição nucleófila. Adição nucleófila. Eliminação Eliminação Eliminação GABARITO AULA 15 REAÇÕES ORGÂNICAS SÉRIE AULA 2. C 3. C 4. B 5. B 6. C 7. A 8. B 9. A 1. D 11. A 12. B 13. B. 14. GABARITO AULA 16 SUBSTITUIÇÃO EM HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS Resposta da questão 1: No site Resposta da questão 2: A Resposta da questão 3: No site Resposta da questão 4: No site Resposta da questão 5: D Resposta da questão 6: B Resposta da questão 7: C Resposta da questão 8: E Resposta da questão 9: D Resposta da questão 1: D GABARITO AULA 17 ADIÇÃO EM HIDROCARBONETOS INSATURADOS 1. B 2. D 3. B 4. E 5. D 6. E 7. D 8. E 9. E 1. E GABARITO AULA 19 SUBSTITUIÇÃO NUCLEÓFILA EM COMPOSTOS COM CARBONILA Resposta da questão 1: No site Resposta da questão 2: No site Resposta da questão 3: A Resposta da questão 4: V V V F Resposta da questão 5: C Resposta da questão 6: B Resposta da questão 7: A Resposta da questão 8: E Resposta da questão 9: No site Resposta da questão 1: 1 + 2 + 8 = 11 Resposta da questão 11: No site Resposta da questão 12: No site Resposta da questão 13: No site Resposta da questão 14: No site Resposta da questão 15: A 12