QUI 8A aula 22 22.01) Alternativa C As ligações de hidrogênio presentes na água, devido à sua intensidade, contribuem decisivamente para a ocorrência da água no estado líquido, a 25ºC e 1 atm. 22.02) Alternativa B A amônia (NH3) apresenta ligação entre N H, realizando ligações de hidrogênio entre as moléculas. 22.03) Alternativa C I. Incorreta. A determinação é realizada comparando as massas molares e pontos de ebulição. P = H2O Q = H2S R = H2Se S = H2Te II. Correta. A temperatura ambiente é de 25ºC. Todos os hidretos tem sua temperatura de ebulição inferior á temperatura ambiente, exceto a água, que é líquida. III. Incorreta. Quando a água ferve, ocorre o rompimento das ligações intermoleculares. 22.04) Intermoleculares 22.05) Intramoleculares 22.06) Polares 22.07) Flúor ou oxigênio ou nitrogênio 22.08) Alternativa C A amônia (NH3) apresenta ligações de hidrogênio entre as suas moléculas, pois apresenta nitrogênio ligado à hidrogênio (N H). 22.09) Alternativa B O gelo seco é constituído por CO2, que é uma molécula apolar e tem como força intermolecular as forças de van der Waals (dipolo dipolo induzido).
22.10) 01 A associação correta é: A angular 105º - água B tetraédrica 109º28 metano C linear 180º - hidreto de berílio D piramidal 107º - amônia 22.11) 02 As moléculas de H2O e NH3 podem fazer ligações de hidrogênio intermoleculares pois possuem ligações H O e N H, respectivamente. 22.12) Alternativa E O gás N2 é apolar, logo, a interação intermolecular que realiza é dipolo dipolo induzido (forças de London). 22.13) Alternativa C Para realizar ligações de hidrogênio, é necessário que um elemento fortemente eletronegativo, que tenha pares de elétrons sobrando, esteja ligado a um átomo de hidrogênio. 22.14) V, F, V, F, V (V) O modelo de Thomson permite explicar fenômenos elétricos da matéria. (F) O modelo de Dalton não consegue explicar a polaridade molecular. (V) As ligações metálicas acontecem com a deslocalização dos elétrons, que permite explicar a condução elétrica. (F) O cloreto de cálcio tem fórmula CaCl2. (V) A alta miscibilidade de água e etanol se deve as ligações de hidrogênio formadas entre eles. 22.15) Alternativa C As ligações de hidrogênio presentas na água faz com se apresente no estado líquido à temperatura ambiente, apresentam uma força maior que as interações dipolo dipolo permanente do ácido sulfídrico. 22.16) 15 (01 02 04 08) 01) Correta. Ocorre ligação entre dois não metais (C Cl) fazendo com que a ligação seja covalente.
02) Correta. O átomo central apresenta quatro ligantes, portanto, geometria tetraédrica. 04) Correta. O CCl4 é uma molécula apolar, μr = 0. 08) Correta. O cloro apresenta maior eletronegatividade que o carbono, portanto o par de elétrons está mais próximo do elemento. 16) Incorreta. Como é uma molécula apolar, as interações que realiza é dipolo dipolo induzido. 22.17) Alternativa A I. Correta. Apresenta grupos amina e radicais metila ligados. II. Incorreta. Não apresenta carbono assimétrico. III. Incorreta. Não possui hidrogênio ligado ao nitrogênio (N H), portanto, não realiza ligações de hidrogênio. 22.18) Alternativa D As interações do tipo van der Waals ocorrem entre moléculas apolares, como é o caso do heptano, um hidrocarboneto. 22.19) I processo físico, passagem de estado de líquido para gás. As ligações rompidas são as intermoleculares ligações de hidrogênio. II processo químico. As ligações rompidas são as intramoleculares ligação covalente. 22.20) I. Ponte dissulfeto (Ligação covalente entre os átomos de enxofre) II. Ligação de Hidrogênio (ligação intermolecular) III. Ligação iônica. QUI 8A aula 23 23.01) Alternativa C
A graxa é uma mistura de hidrocarbonetos alifáticos, logo, um composto apolar. A solubilidade da graxa irá aumentar conforme diminui a polaridade do solvente. A ordem correta será: Álcool < acetona < benzina 23.02) Alternativa D I. Correta. A água apresenta ligações covalentes H O, que devido à grande diferença de eletronegatividade, apresentam alta polaridade. II. Incorreta. A água solubiliza substâncias polares. III. Correta. A água possui geometria angular. IV. Correta. Pela presença de ligações H O, é capaz de realizar ligações de hidrogênio. 23.03) Alternativa E A vitamina que deve ser adicionada a sucos de frutas puros são as hidrossolúveis, que possuem cadeia carbônica relativamente menor e grupos polares ligados Vitaminas I e IV. A vitamina que deve ser adicionada a margarina são as lipossolúveis, que possuem cadeia carbônica relativamente maior e não possui grande quantidade de grupos polares ligados Vitaminas II e III. 23.04) Alternativa E O composto que apresenta hidroxila (-OH) será mais solúvel em água. CH3CH2CH2OH 23.05) Alternativa C O metanol (CH3OH) quando misturado com água, irá formar um sistema homogêneo, pois é solúvel em água em qualquer proporção. 23.06) Alternativa B A graxa lubrificante é uma mistura apolar e deve ser dissolvida com solventes apolares. Tetracloreto de carbono (CCl4) é um solvente apolar. 23.07) Alternativa A
A interação indicada é a ligação de hidrogênio. 23.08) Alternativa B Para dissolver a parafina é necessário um solvente apolar. O heptano é um líquido (hidrocarboneto com 7 carbonos) volátil, apolar, que tem a capacidade de dissolver a parafina. 23.09) Alternativa C CCl4 substância apolar μr = zero C2H6 substância apolar (hidrocarboneto) 23.10) Alternativa D O álcool que apresenta a maior solubilidade em água é o que possui a menor cadeia carbônica metanol (CH3OH). 23.11) Alternativa D O aumento da cadeia carbônica ( R) faz com que ocorra um aumento na cadeia hidrofóbica (apolar) do composto, diminuindo sua solubilidade em água. 23.12) 14 (02 04 08) 01) Incorreta. O doce é composto de açúcar (polar), logo, deve-se lavar com água. A graxa é composta de hidrocarbonetos (apolar) e deve ser lavada com gasolina. 02) Correta. A limpeza acontece porque ocorre a solubilização da sujeira com o líquido de lavagem, por interações entre sujeira e líquido. 04) Correta. Graxa e gasolina são misturas de hidrocarbonetos e consideradas apolares. 08) Correta. A sacarose é polar e apresenta grupos OH. A interação entre água e sacarose acontece por ligações de hidrogênio. 16) Incorreta. O doce e a água são polares. 23.13) Alternativa E I. Incorreta. São isômeros e possuem a mesma massa molecular.
II. Correta. São isômeros planos de função e diferem quanto suas fórmulas estruturais. Etanol (CH3CH2OH) Éter dimetílico (CH3OCH3) III. Correta. O álcool é capaz de realizar ligações de hidrogênio (presença de OH) e o éter não. 23.14) Alternativa A O aumento no número de carbonos faz com que diminui a solubilidade do composto, logo: I é mais solúvel que II e II é mais solúvel que III. 23.15) Alternativa E O metano apresenta fórmula molecular CH4 e geometria tetraédrica. 23.16) Alternativa C O 1-propanol (CH3CH2CH2OH) é capaz de fazer interações intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio entre suas moléculas, pois possui o grupo OH. 23.17) Alternativa E Etano pouco polar Éter metílico molécula polar, interação dipolo permanente-dipolo permanente Ácido etanoico molécula polar, interação por ligação de hidrogênio Ordem crescente de solubilidade em água: Etano < éter metílico < ácido etanoico 23.18) F, V, V, V, F (F) As moléculas possuem momento de dipolo diferentes. (V) O composto 2 é o que apresenta o maior momento dipolar. (V) O composto 1 é o menos polar, portanto o mais solúvel em solventes apolares. (V) Os compostos 2 e 3 são polares (μr 0).
(F) Os compostos 2 e 3 são polares. 23.19) a) b) Os hidrocarbonetos que compõe a graxa são apolares podendo ser removidos por CCl4 que é apolar. 23.20) QUI 8A aula 24 24.01) Alternativa E 1) Correta. Os pontos de ebulição dos compostos é menor que 25ºC. 2) Incorreta. O aumento da temperatura de ebulição com o tamanho da molécula ocorre devido ao aumento da força de dipolo dipolo induzido. 3) Incorreta. Em uma destilação fracionada, inicialmente destilam-se os compostos que possuem o menor ponto de ebulição, ou seja, os de menor massa molecular. 4) Correta.
O aumento da temperatura de ebulição com o tamanho da molécula ocorre devido ao aumento da força de dipolo dipolo induzido (forças de van der Waals). 24.02) Alternativa E O éter dietílico deve ser mantido em geladeira no verão, pois seu ponto de ebulição é relativamente baixo (35ºC), evaporando com facilidade em um dia quente de verão. 24.03) Alternativa E I. Correta. Quando duas substâncias realizam o mesmo tipo de interação intermolecular, a que possui maior massa molar terá o maior ponto de ebulição. II. Correta. Quando duas substâncias têm massas molares próximas, a que realizar interações intermoleculares mais intensas terá o maior ponto de ebulição. III. Correta. O ponto de ebulição é uma propriedade específica da substância. 24.04) Alternativa B Quando o vapor da água sofre condensação, ocorre passagem do estado gasoso para o líquido, intensificando as forças intermoleculares. 24.05) Alternativa C A diferença entre os pontos de ebulição se dá pelo fato que o CO2 é uma molécula apolar e faz interação intermolecular dipolo dipolo induzido, enquanto a água é polar e faz ligações de hidrogênio. 24.06) Alternativa C O hidrocarboneto que possui o maior ponto de ebulição é o que possui o maior número de carbonos e cadeia linear, logo, CH3CH2CH2CH2CH3. 24.07) Alternativa B Conforme o número de ramificações dos hidrocarbonetos apresentados diminui, ocorre um aumento no ponto de ebulição dos compostos. 24.08) Alternativa D Os compostos orgânicos são solúveis ou insolúveis na água, dependendo de sua função e cadeia carbônica.
24.09) Alternativa C 01) Correta. A ligação de hidrogênio é uma interação molecular mais forte, que explica o motivo de algumas moléculas de baixo peso molecular possuir alto ponto de ebulição. 02) Incorreta. O benzeno é um composto apolar, sendo insolúvel na água. 04) Incorreta. Quando o tungstênio é aquecido a temperaturas superiores a 3433ºC, ocorre a passagem para o estado líquido (fusão). 08) Correta. Moléculas diatômicas apolares realizam interações intermoleculares do tipo dipolodipolo induzido (Forças de London), que são interações relativamente fracas. Como consequência, tem baixo ponto de fusão e ebulição. 16) Correta. Tungstênio ligação metálica Cloreto de sódio ligação iônica Benzeno ligação covalente Água ligação covalente Etanol ligação covalente Hidrogênio ligação covalente apolar (realiza interações dipolo-dipolo induzido) 24.10) Alternativa B C2H6 é um alcano, apolar e apresenta a cadeia carbônica menor menor ponto de ebulição C3H8 é um alcano, apolar segundo menor ponto de ebulição (C2H5)2O é um éter, polar apresenta o terceiro menor ponto de ebulição C4H9OH é um álcool, polar e pode realizar ligações de hidrogênio apresenta o maior ponto de ebulição III < IV < I < II 24.11) Alternativa C Nas mesmas condições, o 1-butanol é menos volátil, pois a hidroxila alcóolica permite ao composto realizar ligações de hidrogênio, que aumentam seu ponto de ebulição. 24.12) 27 (01 02 08 16) 01) Correta. A água dissolve os compostos iônicos devido à sua alta polaridade.
02) Correta. A água faz ligação covalente, logo, ocorre um compartilhamento de elétrons nos orbitais. 04) Incorreta. A água faz uma ligação covalente simples entre oxigênio e cada hidrogênio. 08) Correta. A presença das ligações de hidrogênio na água faz com que ela possua um ponto de ebulição relativamente mais alto do que moléculas que possuem massa molecular semelhante e são pouco polares ou apolares. 16) Correta. O processo de autoionização da água faz com que existam no sistema as espécies H2O, H3O + e OH. 24.13) Alternativa A O aumento da massa molar (aumento do número de carbonos) faz com que o ponto de ebulição do hidrocarboneto aumente. A respectiva ordem é: 36,1ºC = pentano 68,7ºC = hexano 98ºC = heptano 0,5ºC = butano 125ºC = octano 24.14) Alternativa D O ponto de ebulição dos hidrocarbonetos aumenta de acordo com sua massa molar. 24.15) Alternativa B As moléculas de propilamina podem formar ligações de hidrogênio, devido à presença do grupo N H. 24.16) Alternativa A O composto que possui o menor ponto de ebulição é o etano, pois é apolar e faz interações dipolo dipolo induzido. O etanal possui o segundo menor ponto de ebulição, é polar e faz interações dipolo dipolo permanente. Os álcoois são os que apresentam os maiores pontos de ebulição, pois fazem ligações de hidrogênio. A temperatura irá aumentar com o aumento do número de carbonos na cadeia. (4) 88,4ºC etano
(3) 20ºC etanal (1) 64ºC metanol (2) 78,5ºC etanol (5) 97ºC propano-1-ol 24.17) Alternativa D O cis-dibromoeteno é polar e faz interações dipolo dipolo permanente e apresenta maior ponto de ebulição. O trans-dibromoeteno é apolar e faz interações dipolo dipolo induzido e apresenta menor ponto de ebulição, portanto, é mais volátil. 24.18) Alternativa A Pentano é um hidrocarboneto, considerado composto apolar e possui baixo ponto de ebulição líquido X O ácido etanoico possui cadeia carbônica menor que o 1-butanol, portanto, é mais solúvel em água líquido Z 1-butanol líquido Y 24.19) a) b)
A posição dos grupos hidroxila separados facilita a interação intermolecular, aumentando assim o ponto de fusão. 24.20) a) A vitamina C é facilmente eliminada na urina, pois a presença dos vários grupos OH faz com que sua solubilidade em água aumente. b) A presença de várias hidroxilas na vitamina C permite que realize interações intermoleculares do tipo ligações de hidrogênio, que são interações mais fortes que as realizadas pela vitamina A (molécula apolar, dipolo-dipolo induzido). QUI 8B aula 22 22.01) Alternativa B I. Correta. As espécies são substâncias simples, pois são compostas apenas por um tipo de elemento. II. Incorreta. O par I2 e I não é um par de alótropos. III. Correta. O hidrogênio apresenta apenas um próton no seu núcleo, indiferente da forma que esteja apresentado. IV. Incorreta. O Nox do oxigênio no O3 é zero, pois é uma substância simples, assim como o O2. 22.02) Alternativa D Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
2 Cl2 + 1 C + H2O CO2 + H + + Cl Completar o balanceamento: 2 Cl2 + 1 C + 2 H2O 1 CO2 + 4 H + + 4 Cl 22.03) Alternativa B O enxofre teve a maior variação do Nox. 22.04) 22.05) 22.06) 1 22.07) Reação de Desproporcionamento ou Reação de Auto-oxirredução 22.08) O H2O2 pode atuar como agente oxidante ou como agente redutor, dependendo da reação. 22.09) A soma das cargas no 1.º membro é igual a do 2.º membro. 22.10) Alternativa D H2O2 sofre oxidação e atua como agente redutor. 22.11) Alternativa E
22.12) 90 (02 08 16 64) Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 Completar o balanceamento: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2 01) Incorreta. H2O2 sofre oxidação, logo, é o agente redutor. 02) Correta. O coeficiente do H2SO4 é 3. 04) Incorreta. O coeficiente do H2SO4 é 3. 08) Correta. Cada Mn recebeu 5 elétrons, como o total de Mn são 2, foram transferidos um total de 10 elétrons. 16) Correta. 2 mol de KMnO4 produz 5 mol de O2, que equivale na CTNP a 112 L de O2. 32) Incorreta. O manganês sofreu redução. 64) Correta. O manganês sofreu redução. 22.13) Alternativa B K2Cr2O7(aq) + 4 H2SO4(aq) + 3 C2H5OH(v) 3 C2H4O(g) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 7 H2O(l) O valor 7 para x deixa a equação corretamente balanceada. 22.14) Alternativa D
Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes: 2 Cr 3+ + 3 H2O2 + OH CrO4 2 + H2O Completar o balanceamento: 2 Cr 3+ + 3 H2O2 + 10 OH 2 CrO4 2 + 8 H2O Soma dos coeficientes: 2 + 3 + 10 + 2 + 8 = 25 22.15) Alternativa C O ácido nítrico é um oxidante mais forte que o ácido clorídrico, capaz de oxidar até mesmo cobre e prata. 22.16) Alternativa B Conforme a reação segue, ocorre o consumo de H +, que irá aumentar o ph e diminuir o poh. 22.17) Alternativa C Como são solutos iônicos em solução aquosa e irão ionizar, iremos considerar cloreto de sódio apenas como Cl (aq) e hidróxido de sódio como OH (aq). Simplificando e Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes: OH (aq) + Cl2(g) 5 Cl (aq) + 1 ClO3 (aq) + H2O(l) Completar o balanceamento: 6 OH (aq) + 3 Cl2(g) 5 Cl (aq) + 1 ClO3 (aq) + 3 H2O(l) 6 mol OH 5 mol Cl x 2,5 mol Cl
x = 3 mol OH 3 mol/l NaOH 22.18) Alternativa A Simplificando e Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes: 1 K2Cr2O7 + 3 SnCl2 + HCl KCl + CrCl3 + SnCl4 + H2O Completar o balanceamento: 1 K2Cr2O7 + 3 SnCl2 + 14 HCl 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 SnCl4 + 7 H2O I. Correta. Os coeficientes são 1, 3, 14, 2, 2, 3, 7. II. Incorreta. O agente redutor é o cloreto de estanho II. III. Incorreta. O agente oxidante é o dicromato de potássio. IV. Correta. O estanho sofre oxidação e o cromo redução. 22.19) 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) 3 mol 2 mol 3 (32 g) 2 (160 g) m 32 mg m = 9,6 mg O2 m = 9,6. 10 3 g * V = 1 L C = 9,6. 10 3 g/l* 22.20)
QUI 8B aula 23 23.01) Alternativa E Como o potencial de redução da prata é maior do que o do cobre, ocorre redução dos íons prata e oxidação do metal cobre. I. Correta. A presença da coloração azul na solução indica que existem íons Cu 2+ que são provenientes da reação de oxidação: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e. II. Incorreta. O depósito de prata ocorre devido à redução dos íons Ag+, segundo a reação: Ag + (aq) + e Ag(s) III. Correta. Como a prata possui maior potencial de redução que o cobre, seus íons têm maior tendência em sofrer o processo de redução. IV. Correta. A proporção molar é de 1 mol de Cu para 2 mol de Ag. Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e 2 Ag + (aq) + 2e 2 Ag(s) 2 Ag + (aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu 2+ (aq) 23.02) Alternativa A A haste de zinco utilizada sofreu um processo de oxidação, conforme a reação: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e Os íons Cu 2+ presentes na solução irão sofrer redução, conforme a reação: Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s)
Na solução irão restar Zn 2+ e NO3 dissolvidos, formando uma solução aquosa de nitrato de zinco. 23.03) Alternativa C Com a presença de luz, a prata sofre um processo de redução, pois seu Nox varia de +1 para 0, logo, é o agente oxidante. 23.04) a) redução (ganho de elétrons) b) oxidação (perda de elétrons) c) perdidos ; recebidos 23.05) Agente oxidante: Ag + (sofre redução) Agente redutor: Zn 0 (sofre oxidação) 23.06) - Melhor agente oxidante (sofre redução com maior facilidade) Tem o maior potencial de redução: Ag + - Melhor agente redutor (sofre oxidação com maior facilidade) Tem o menor potencial de redução: Mg 0 23.07) Alternativa E O melhor agente oxidante é a espécie que sofre redução com maior facilidade, logo, necessita ter o maior potencial de redução. O melhor agente oxidante é Ag +. 23.08) Alternativa D O alumínio que compõe os sais está na forma oxidada Al 3+. Para reagir, precisa sofrer um processo de redução, logo, precisa reagir com uma espécie que possua menor potencial de redução do que o alumínio. A única alternativa é o magnésio metálico. 23.09) 88 (08 16 64) 01) Incorreta. Ca 2+ possui o menor potencial de redução, portanto, não é a espécie que recebe mais facilmente elétrons. 02) Incorreta.
O Ca 0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente. 04) Incorreta. O Ca 0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente. 08) Correta. Ni 2+ possui o maior potencial de redução, portanto, é a espécie que recebe mais facilmente elétrons. 16) Correta. O Ca 0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente. 32) Incorreta. O Ca 0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente e é o melhor agente redutor. 64) Correta. Ni 2+ possui o maior potencial de redução, portanto, é a espécie que recebe mais facilmente elétrons, sendo o melhor agente oxidante. 23.10) Alternativa C Quando a solução de iodo perde a coloração castanha, ocorre um processo de redução do iodo, conforme a reação: I2 + 2e 2 I A vitamina C reduz o iodo a iodeto. 23.11) Alternativa C O íon Fe 3+ possui um potencial de redução maior que o íon Sn 4+. Na presença de íons Sn 2+, o íon Fe 3+ sofre um processo de redução (ganha elétrons) fazendo com que o Sn 2+ oxide até Sn 4+. 23.12) Alternativa D A reação redox espontânea é aquela em que a espécie que possui o maior potencial de redução vai oxidar uma espécie que possui menor potencial de redução. 2 Ag + + Cu 2 Ag + Cu 2+ 23.13) Alternativa E Como o potencial de redução do Zn 2+ é menor que o potencial do Fe, não ocorre reação de oxirredução. 23.14) 54 (02 04 16 32) Reações espontâneas são as que o metal na forma de cátion possui maior potencial de redução do que o metal na forma metálica (não oxidada).
01) Incorreta. Mg 2+ + Ag reação não ocorre 02) Correta. Zn 2+ + Mg Zn + Mg 2+ 04) Correta. 2 Ag + + Pb 2 Ag + Pg 2+ 08) Incorreta. Mg 2+ + Pb reação não ocorre 16) Correta. 2 Ag + + Zn 2 Ag + Zn 2+ 32) Correta. Pb 2+ + Mg Pb + Mg 2+ 23.15) Alternativa E Para evitar a formação de íons Fe 3+ deve-se usar um metal que possua um potencial de redução menor. O metal indicado é o Fe, deseja-se ter apenas a presença de íons Fe 2+. (Caso utiliza-se o Zn, iriam aparecer no sistema íons Zn 2+ ). 23.16) Alternativa E A substância mais eficiente é aquela que oxida mais facilmente os microrganismos. O ozônio possui o maior potencial de redução (+2,07 V), logo, é a substância que vai oxidar com maior facilidade os microrganismos. 23.17) Alternativa D I. Incorreta. A massa de estanho e ferro nos fios irá diminuir, pois ocorrerá um processo de oxidação dos metais, porque possuem um potencial de redução menor que os íons Cu 2+, que irá reduzir. II. Correta. O cobre sofrerá redução, pois possui o maior potencial, depositando nos fios. III. Correta. Os fios de ferro e estanho irão oxidar, passando para a solução na forma de íons Sn 2+ e Fe 2+, aumentando a concentração na solução. IV. Incorreta. A massa de estanho e ferro nos fios irá diminuir, pois ocorrerá um processo de oxidação dos metais, porque possuem um potencial de redução menor que os íons Cu 2+, que irá reduzir. 23.18) Alternativa E I. Como a reação não ocorre, o potencial de P é maior que o de Q q+.
II. Como a reação não ocorre, o potencial de P é maior que o de R r+. III. Como a reação ocorre, o potencial de R r+ é maior que o de S. IV. Como a reação ocorre, o potencial de S s+ é maior que o de Q. É possível concluir que: Q q+ < S s+ < R r+ < P p+ 23.19) O potencial de redução do cloro é maior que o do iodo, fazendo com que ocorra a reação do cloro e a oxidação dos íons iodeto, conforme reação abaixo: 2 I (aq) I2(s) + 2e Cl2(g) + 2e 2 Cl (aq) 2 I (aq) + Cl2(g) I2(s) + 2 Cl (aq) ΔE = Emaior Emenor ΔE = 1,36 0,53 ΔE = +0,83 V reação espontânea 23.20) Cu 2+ reage com Mg e Pb, logo, possui o maior potencial de redução. Pb 2+ reage com Mg, logo, possui maior potencial de redução que o magnésio. Mg 2+ não reage com nenhum metal, portanto, possui o menor potencial de redução. Magnésio < Chumbo < Cobre QUI 8B aula 24 24.01) Alternativa A Zn é o ânodo da pilha, pois possui o menor potencial de redução. MnO2 é o cátodo da pilha, pois possui o maior potencial de redução. ΔE = Emaior Emenor ΔE = 0,74 ( 0,76) ΔE = +1,50 V 24.02) Alternativa A O ânodo é o polo da pilha que sofre oxidação. Como o cádmio tem seu nox aumentado, sofre o processo de oxidação. A semi-reação do ânodo é: Cd + 2OH CdO + H2O + 2e
24.03) Alternativa E A célula possui uma diferença de potencial positiva, pois é um processo espontâneo. O etanol é oxidado a aldeído. 24.04) a) Oxirredução espontâneas b) redução c) oxidação d) negativo ; positivo e) Redução f) Oxidação 24.05) Alternativa C A função da ponte salina em uma pilha é manter a eletroneutralidade das soluções, permitindo a passagem de íons para os sistemas e prolongando a vida útil da pilha. 24.06) Alternativa D I. Correta. O eletrodo como maior potencial de redução irá atuar como cátodo (sofre redução polo positivo). II. Incorreta. Os elétrons circulam do ânodo (polo negativo) para o cátodo (polo positivo). III. Correta. No ânodo (polo negativo) ocorrem as reações de oxidação. 24.07) Alternativa E O eletrodo B possui o maior potencial de redução, logo, será o cátodo do sistema e sofrerá redução. 24.08) Alternativa C O chumbo metálico (Pb) sofre o processo de oxidação, ou seja, perda de elétrons. É considerado o ânodo do processo e é o polo negativo. 24.09) Alternativa D A equação Cu 2+ + Mg Cu + Mg 2+ é espontânea, pois a diferença de potencial é positiva.
ΔE = Emaior Emenor ΔE = 0,34 ( 2,37) ΔE = +2,71 V 24.10) Alternativa C O magnésio é o ânodo da pilha (sofre oxidação) e o ferro é o cátodo da pilha (sofre redução). Os elétrons fluem do ânodo (magnésio) para o cátodo (ferro) por um circuito externo. 24.11) Alternativa D Os íons Pb 2+ conseguem oxidar o Fe, portanto, Pb tem maior potencial de redução que Fe. Os ìons Fe 2+ conseguem oxidar o Zn, portanto, Fe tem maior potencial de redução que Zn. Como o potencial do Pb é maior que o Fe, por consequência, é maior que o Zn, logo, os íons Pb 2+ reduzem quando em contato com Zn. 24.12) Alternativa E Uma solução de nitrato de níquel contém íons Ni 2+. Para armazenar a solução, o recipiente não pode sofrer processo de oxidação, portanto, deve ser constituído de um metal como um potencial de redução maior que o do níquel ( 0,25 V). Os metais possíveis são o chumbo (Recipiente A) e estanho (Recipiente D). 24.13) Alternativa D O processo de escurecimento da corrente de prata envolve a oxidação da prata metálica (Ag Ag + + e ). Quando a prata é colocada em uma panela de alumínio com NaHCO3, ocorre a redução dos íons Ag+ voltando à forma metálica e depositando novamente na corrente. 24.14) Alternativa B Como não existe a presença de Cu 2+ no sistema, não pode ser o cátodo da pilha. O H + proveniente do ácido presente no limão irá reduzir no processo. A reação do global do sistema é: 2 H + (aq) + 2e H2(g) (redução - cátodo) Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2e (oxidação - ânodo) 2 H + (aq) + Mg(s) H2(g) + Mg 2+ (aq)
24.15) Alternativa B Íons Ag + oxidam Na(s), logo: Eº (Ag + /Ag) > Eº (Na + /Na) Íons Na + oxidam Li(s), logo: Eº (Na + /Na) > Eº (Li + /Li) Íons Ag + oxidam Li(s), logo: Eº (Ag + /Ag) > Eº (Li + /Li) Eº (Ag + /Ag) > Eº (Na + /Na) > Eº (Li + /Li) 24.16) Alternativa A A reação do global do sistema é: 2 NiOOH + 2 H2O + 2e 2 Ni(OH)2 + 2 OH (redução - cátodo) Cd 0 + 2 OH Cd(OH)2 + 2e (oxidação - ânodo) Cd 0 + 2 NiOOH + 2 H2O 2 Ni(OH)2 + Cd(OH)2 A proporção da reação é 1 mol de Cd para 2 mol de NiOOH. 24.17) Alternativa A Material do ânodo: Zinco metálico Apresenta o menor potencial de redução, portanto sofre oxidação. f.e.m ΔE = Emaior Emenor ΔE = 0,344 ( 0,763) ΔE = +1,107 V Polo positivo: em uma pilha, o polo positivo é o cátodo. 24.18) Alternativa C Como não existe a presença de Cu 2+ no sistema, não pode ser o cátodo da pilha. O H + proveniente do ácido presente na solução irá reduzir no processo. A reação do global do sistema é: 2 H + (aq) + 2e H2(g) (redução - cátodo) Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2e (oxidação - ânodo)
2 H + (aq) + Mg(s) H2(g) + Mg 2+ (aq) I. Correta. ΔE = Emaior Emenor ΔE = 0,0 ( 2,36) ΔE = +2,36 V II. Incorreta. O fenômeno de oxirredução acontece entre o magnésio e o H +. III. Incorreta. O magnésio atua como ânodo e os íons H + como cátodo na pilha. IV. Incorreta. Os elétrons fluem do fio de magnésio para o fio de cobre. V. Correta. Os elétrons fluem do fio de magnésio para o fio de cobre. 24.19) a) 2 H + (aq) + 2e H2(g) (redução - cátodo) Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e (oxidação - ânodo) 2 H + (aq) + Zn(s) H2(g) + Zn 2+ (aq) ΔE = Emaior Emenor 0,76 = 0 (EZn) EZn = 0,76 V b) ΔE = Emaior Emenor ΔE = 0,34 ( 0,25) ΔE = +0,59 V O eletrodo positivo é o que sofre o processo de redução (cátodo). Como o cobre possui o maior potencial de redução, é o eletrodo positivo. 24.20) a) 2 Fe 3+ + 3 Sn 0 2 Fe 0 + 3 Sn 2+ b) O conteúdo da frase está correto pois serão formados os íons Sn 2+.
QUI 8C aula 22 22.01) Alternativa B O composto de Grignard possível é o CH3 MgCl. 22.02) Alternativa A A cetona indicada é a propanona. 22.03) Alternativa E O metilpropano não sofre hidrogenação, pois é um composto saturado. 22.04)
22.05) Alternativa C Como o benzeno possui 3 duplas ligações, serão consumidos 3 mol de hidrogênio. 22.06) Alternativa D A cianidrina possui os grupos álcool e nitrila. 22.07) Alternativa D Cetonas e aldeídos não precisam apresentar insaturação na cadeia carbônica. 22.08) Alternativa E Os aldeídos reagem com ácido cianídrico dando cianidrinas. 22.09) Alternativa A Um aldeído com um carbono irá formar um álcool primário, após reagir com composto de Grignard e posterior hidrólise.
22.10) Alternativa C Será formado um álcool terciário. 22.11) Alternativa A O composto B será um álcool secundário. 22.12) ) Alternativa E A cloração do benzeno por adição produz C6H6Cl6. 22.13) Alternativa A
Será formado o 2-metil-2-butanol. 22.14) Alternativa B O produto final apresenta as funções álcool e amina. 22.15) Alternativa B Será formado o 3-metil-2-butanol. 22.16) Alternativa D I) X II) Y III) Z
IV) W A espécie W possui um grupo amina que é capaz de receber próton em meio aquoso. 22.17) Alternativa E É formado um composto com função ácido carboxílico. 22.18) Alternativa A Ocorre a formação de um álcool primário. 22.19) a) b)
Composto A Nome: 2-butanol Função: álcool Classificação: álcool secundário 22.20) Cloreto de isopropil magnésio QUI 8C aula 23 23.01) Alternativa A O ciclohexano possui um arranjo espacial de cadeira e se opõe a reações de hidrogenação, devido à estabilidade do seu ciclo. 23.02) Alternativa B A hidrogenação total do benzeno forma o ciclohexano, que pode ser representado na forma de uma cadeira, pois é a forma estrutural mais estável. 23.03) Alternativa E O ciclano mais reativo é o que apresenta a forma de um triângulo, pois possui ângulos menores e maior tensão interna. 23.04) a) b)
c) 23.05) Alternativa E O ângulo correspondente à figura é o de 60º para o ciclopropano. 23.06) Alternativa A A ruptura do anel mais fácil é a do ciclopropano, pois apresenta a maior tensão interna devido ao menor ângulo. 23.07) Alternativa A O ciclohexano apresenta duas formas: cadeira e barco. 23.08) Alternativa B A fórmula molecular do produto formado é C3H8. 23.09) Alternativa E A tensão interna no ciclopentano não é grande suficiente para realizar uma cloração em condições normais. 23.10) Alternativa B 23.11) Alternativa C
O composto que reage mais facilmente com o hidrogênio é o que apresenta as maiores tensões internas, ou seja, o menor ângulo entre os carbonos. Ciclopropano. 23.12) Alternativa E Considerando as mesmas condições reacionais, o ciclano que é mais estável e não adiciona bromo é o ciclohexano, pois apresenta as menores tensões internas. 23.13) Alternativa C O ciclopropano é o mais reativo, pois apresenta as maiores tensões internas. O ciclopentano é o menos reativo, pois apresenta as menores tensões internas. 23.14) Alternativa A A ruptura do anel é mais fácil no ciclopropano, pois o ângulo entre os carbonos é menor e a tensão interna é maior. 23.15) Alternativa B É possível obter o brometo de ciclopentila por uma reação de substituição com o ciclopentano e bromo. 23.16) 19 (01 02 16) 01) Correta. Os compostos apresentam tensões diferentes, pois seus carbonos possuem ângulos de ligação internos diferentes. 02) Correta. Os ciclanos apresentam fórmula geral CnH2n e são isômeros dos alcenos. 04) Incorreta. O composto IV não reage com HCl, pois apresenta ciclo resistente à rupturas. 08) Incorreta. O composto IV não apresenta estrutura plana. 16) Correta. Por serem mais estáveis, os compostos III e IV quando reagem com cloro, sofrem reações de substituição.
23.17) 05 (01 04) Reação I. Reação II. 01) Correta. Os produtos da reação apresentam a mesma fórmula molecular (C3H7Br). 02) Incorreta. As reações geram produtos diferentes. 04) Correta. Na reação II é formado um haleto de alquila secundário. 08) Incorreta. Em I ocorre uma reação de adição. 23.18) Alternativa C I. Correta. Um ciclo com 3 carbonos apresenta ângulos internos de 60º e uma tensão muito grande, sofrendo reações de adição facilmente. II. Correta. Um ciclo com 4 carbonos apresenta um ângulo interno de 90º e uma tensão menor que o de 3 carbonos. III. Incorreta. Um ciclo de 6 carbonos é estável, pois assume conformações de maior estabilidade devido ao seu ângulo ser maior. 23.19) a) Com a fórmula molecular C6H12 (CnH2n), podemos ter um alceno ou um ciclano. O alceno sofre reação de adição à insaturação quando em presença de H2 e catalisador, o que não ocorre com o ciclano de seis carbonos por ter uma estrutura mais estável. b)
23.20) Os cicloalcanos pequenos são relativamente instáveis devido à grande tensão. Ocorre então quebra de ligação com maior facilidade mesmo a baixas temperaturas. Com o aumento da cadeia, cresce a estabilidade, acarretando necessidade de aumento de temperatura para que ocorra a reação. QUI 8C aula 24 24.01) Alternativa D Ocorre u uma reação de eliminação do grupo HCl da estrutura. 24.02) Alternativa B Ocorre a eliminação de água (H2O) da estrutura, ou seja, uma reação de desidratação. 24.03) Alternativa C O álcool utilizado é o 2-propanol. 24.04) a) b)
c) 24.05) Alternativa D A desidratação de um ácido carboxílico produz seu respectivo anidrido. A desidratação do ácido propanoico irá produzir o anidrido propanoico. 24.06) Alternativa B Desidratação intramolecular: É formado o eteno. Desidratação intermolecular: É formado o éter etílico. 24.07) Alternativa C O composto é o éter etílico e tem fórmula molecular C4H10O. 24.08) Alternativa B É uma reação de eliminação. 24.09) Alternativa C O anidrido etanoico tem fórmula C4H6O3. 24.10) Alternativa B
Um álcool terciário são mais facilmente desidratados que um álcool secundário, que é desidratado mais facilmente que um álcool primário. A ordem crescente é: Álcool primário < álcool secundário < álcool terciário 24.11) Alternativa A X possui 4 carbonos Y possui 8 carbonos 24.12) Alternativa D Ocorre a retirada do H e do Cl, formando um alceno: CH3 CH = CH2 propeno 24.13) Alternativa B Desidratação intramolecular: É formado o eteno. Desidratação intermolecular: É formado o etoxietano. 24.14) Alternativa B O etanol sofre uma desidratação, classificada como reação de eliminação.
24.15) Alternativa E A substância C é um cicleno de fórmula C7H12. 24.16) Alternativa E O 2-metil-butan-2-ol é mais facilmente desidratado, pois é um álcool terciário. 24.17) Alternativa A Realizando as desidratações intermoleculares entre os compostos: É formado o éter etílico. É formado o éter di-isopropílico. É formado o éter etilisopropílico. 24.18) Alternativa D O reagente utilizado é o 3-bromopentano. O composto formado (2-penteno) apresenta isomeria geométrica. 24.19) a)
b) 24.20) a) b) QUI 8D aula 22 22.01) Alternativa B Quanto maior for o Ka, mais forte é o ácido, então a ordem crescente é: H2CO3 (Ka = 4,3 10 7 ) < H3PO4 (Ka = 7,6 10 3 ) < HCl (Ka = 10 7 ) 22.02) Alternativa C Apenas o H2CO3 pode ser considerado como ácido fraco, pois tem um Ka menor que 10 5. 22.03) Alternativa D Alternativa D Nº oxigênio nº H + H2SO4 = 4 2 = 2 forte HNO3 = 3 1 = 2 forte 22.04) Alternativa E A força de um ácido pode ser comparada por sua constante de ionização.
22.05) Alternativa A O ácido mais forte da série é o que possui o maior Ka. HNO2 Ka = 4,5 10 4 22.06) Alternativa A A concentração de H + será maior no ácido mais forte, ou seja, o que possui o maior Ka. Ácido IV Ka = 2,3 10 1 22.07) Alternativa E I. Correta. A constante da primeira ionização (K1) é sempre maior que a constante da segunda ionização (K2). II. Correta. A primeira ionização é mais intensa que a segunda ionização. III. Correta. O H2CO3 libera maior quantidade de H + que o HCO3. 22.08) Alternativa C O HI é o ácido que apresenta a maior constante de ionização, portanto, é o ácido mais forte, fazendo com que seja o de maior condutibilidade elétrica (maior concentração de íons). 22.09) Alternativa B A solução considerada melhor condutora de eletricidade será a que tiver a maior quantidade de íons dissolvidos em solução. O ácido que possui a maior constante de ionização irá liberar maior quantidade de íons em solução. HBrO2 Ka = 6,0 10 2 22.10) Alternativa C 20 mol X 100% 2 mol X x x = 10% 10 mol Y 100% 7 mol X y
y = 70% 5 mol Z 100% 1 mol Z z z = 20% I. Incorreta. Y é o ácido mais forte, pois possui o maior grau de dissociação (70%). II. Incorreta. X é o ácido mais fraco, pois possui o menor grau de dissociação (10%). III. Correta. Y é o ácido mais forte, pois possui o maior grau de dissociação (70%). 22.11) 08 01) Incorreta. Um ácido fraco reage com uma base. 02) Incorreta. Um ácido deixa o meio incolor na presença de fenoftaleína. 04) Incorreta. Apresenta igual concentração de íons H + e A. 08) Correta. Possui baixo grau de ionização, portanto, a concentração de HA é maior que a dos íons presentes no sistema. 16) Incorreta. Como um ácido fraco ioniza pouco, apresenta baixas concentrações de íons no sistema e é pouco condutor. 22.12) Alternativa C Intensidade da luz: muito intensa ácido forte (HCl) Intensidade da luz: fraca ácido fraco (CH3COOH) 22.13) Alternativa E A primeira ionização sempre é maior do que a segunda, que por sua vez, é maior do que a terceira. K1 > K2 > K3 22.14) Alternativa D
Considera-se que um ácido forte tem grau de dissociação 100%, portanto, ocorre ionização de todas as moléculas, logo: No início: HNO3 H + + NO3 1 mol/l 0 0 Após ionização: HNO3 H + + NO3 0 1 mol/l 1 mol/l 22.15) Alternativa B 0,18 mol HA 90% x 100% x = 0,2 mol 22.16) Alternativa C O ácido HA ioniza conforme a reação: HA H + + A A outra espécie do sistema é A. 22.17) 01 O ácido mais dissociado é o que apresenta o menor pka pka = log Ka pka = log 5140 10 5 pka = log 514 10 4 pka = (log 514 + log 10 4 ) pka = (2,7 4) pka = 1,3 pka = log Ka pka = log 6,3 10 5 pka = (log 6,3 + log 10 5 ) pka = (1,43 5) pka = 3,57 O ácido presente a afirmativa 01 é o que possui o menor pka, logo, é o ácido mais forte.
22.18) Alternativa A Como o pka da solução 1 é menor que o pka da solução 2, a solução 1 é mais ácida. 22.19) H2CO3(aq) + H2O(l) HCO3 (aq) + H3O + (aq) Ka = 4,3 10 7 HCO3 (aq) + H2O(l) CO3 2 (aq) + H3O + (aq) Ka = 7,0 10 11 H2C2O4(aq) + H2O(l) HC2O4 (aq) + H3O + (aq) Ka = 5,9 10 2 HC2O4 (aq) + H2O(l) C2O4 2 (aq) + H3O + (aq) Ka = 6,4 10 5 A espécie que possui o maior Ka, sofre mais ionização e apresenta mais íons em solução: CO3 2 < HCO3 < C2O4 2 < HC2O4 22.20) A ionização em ácidos fortes é 100%, logo: a) HNO3 H + + NO3 0,01 mol/l 0,01 mol/l b) H2SO4 2 H + + SO4 2 0,02 mol/l 0,01 mol/l c) O H + liberado na segunda etapa é muito menor que na primeira, portanto, só considera a primeira ionização. Ka = α 2 [] 10 7 = α 2 0,1 α = 10 3 [H + ] = α [] [H + ] = 10 3 0,1 [H + ] = 10 4 mol/l QUI 8D aula 23
23.01) Alternativa D O vinagre irá apresentar as espécies químicas: CH3COOH + H2O CH3COO + H + 23.02) Alternativa D I. Correta. Quando a concentração do ácido diminui, aumenta o grau de ionização do ácido. II. Incorreta. A constante de ionização não se altera com a alteração da concentração. III. Correta. É possível usar a expressão reduzida porque o grau de ionização é inferior a 5%. 23.03) Alternativa B Ka = α 2 [] Ka = (1,35 10 2 ) 0,1 Ka = 1,82 10 5 23.04) Alternativa A Quanto maior o Ka, maior a força de um ácido. A ordem decrescente é: HClO2 > HCOOH > HClO > HBrO > HCN 23.05) Alternativa E O ácido mais forte é aquele que possui o maior Ka. H3PO4 23.06) Alternativa D Ka = α 2 [] 10 8 = α 2 1 α = 10 4 0,01% 23.07) Alternativa A Ka = α 2 [] Ka = (0,283 10 2 ) 2 2 Ka = 1,6 10 5 23.08) Alternativa E Ka = α 2 []
Ka = (0,45 10 2 ) 2 0,02 Ka = 4 10 7 23.09) Alternativa B Ka = α 2 [] Ka = (4 10 2 ) 2 0,01 Ka = 1,6 10 5 23.10) Alternativa C Ka = α 2 [] Ka = (3,7 10 2 ) 2 0,1 Ka = 1,4 10 4 23.11) Alternativa A Ka = Ka = α 2 [] 1 α 2 2 (30 10 ) 2 10 1 0,3 2 Ka = 2,5 10 3 23.12) Alternativa E Ka = α 2 [] 2,5 10 4 = α 2 0,1 α = 5 10 2 [H + ] = α [] [H + ] = 5 10 2 0,1 [H + ] = 5 10 3 mol/l 23.13) Alternativa B [H + ] = α [] [H + ] = 2 10 2 0,045 [H + ] = 9 10 4 mol/l 23.14) Alternativa A Ka = α 2 [] 1,8 10 5 = α 2 0,045 α = 2 10 2 2%
23.15) Alternativa A Ka = α 2 [] 1,8 10 5 = α 2 1 α = 4,24 10 3 0,424% 23.16) Alternativa E I) ácido forte α = 100% [H + ] = α [] [H + ] = 1 0,001 [H + ] = 10 3 mol/l II) ácido forte α = 100% [H + ] = α [] [H + ] = 1 0,001 [H + ] = 10 3 mol/l Como possui 2 hidrogênios ionizáveis 2 10 3 mol/l III) Ka = α 2 [] 4 10 8 = α 2 1 α = 2 10 4 [H + ] = α [] [H + ] = 2 10 4 1 [H + ] = 2 10 4 mol/l IV) Kb = α 2 [] 1,8 10 5 = α 2 2 α = 3 10 3 [OH ] = α [] [OH ] = 3 10 3 2 [OH ] = 6 10 3 mol/l 23.17) Alternativa D
Sob temperatura constante, diluindo uma solução ácida provocamos uma diminuição na sua concentração e aumentamos seu grau de ionização, fazendo assim sua constante de ionização permanecer inalterada. 23.18) Alternativa E Quando ocorre a diluição de uma solução de NH4OH, o grau de dissociação irá aumentar, porém, a constante de ionização permanece constante. 23.19) Ka = α 2 [] Ka = (1.35 10 2 ) 2 0,1 Ka = 1,8 10 5 Ka = α 2 [] 1,8 10 5 = α 2 0,01 α = 4,24 10 2 4,24% 23.20) a) HCN(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + CN (aq) b) [H + ] = α [] [H + ] = 8 10 5 0,1 [H + ] = 8 10 6 mol/l c) Ka = α 2 [] Ka = (8 10 5 ) 2 0,1 Ka = 6,4 10 10 QUI 8D aula 24 24.01) Alternativa E A reação é reversível, pois o ácido carbônico é um ácido instável: H + (aq) + HCO3 (aq) H2CO3 H2O(l) + CO2(g) A presença de OH irá consumir os íons H + e deslocar o equilíbrio para a esquerda, diminuindo o rendimento da reação direta.
24.02) Alternativa A O sabão é eficiente na forma ionizada, portanto, em ph básico será mais eficiente, pois quando a concentração de OH é maior, o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 24.03) Alternativa B Os refrigerantes são ácidos, portanto, apresentam maiores concentrações de íons H +, que irão reagir com os íons OH e deslocar o equilíbrio para a direita. 24.04) Alternativa A A adição de ácido clorídrico aumenta a concentração de H + e deslocará o equilíbrio para a esquerda (sentido dos reagentes). 24.05) Alternativa E I. Correta. Os íons OH irão consumir os íons H +. II. Correta. O consumo de íons H + irá deslocar o equilíbrio para a direita. III. Correta. Com o deslocamento do equilíbrio para a direita, ocorrerá um aumento na concentração de íons acetato (CH3COO ). 24.06) Alternativa A A adição de HCl irá liberar maior quantidade de íons H +, que vai deslocar o equilíbrio para a direita e intensificar a coloração laranja. 24.07) Alternativa E A adição de NaOH irá liberar maior quantidade de íons OH, que vai consumir os íons H + e deslocar o equilíbrio para a esquerda, intensificando a coloração amarela. 24.08) Alternativa E A adição de NaOH irá liberar maior quantidade de íons OH, que vai consumir os íons H + e deslocar o equilíbrio para a direita. 24.09) Alternativa C
Ao adicionar acetato de sódio (NaAc), ocorrerá o acréscimo de íons acetato (Ac ) ao sistema, que vai deslocar o equilíbrio para a esquerda e consumir os íons H +, diminuindo sua concentração. 24.10) Alternativa B 1. Correta. O aumento na concentração de H + irá deslocar o equilíbrio para a direita, intensificando a cor laranja. 2. Incorreta. A adição de um ácido forte libera H + no meio, que irá deslocar o equilíbrio para a direita, intensificando a cor laranja. 3. Correta. A adição íons OH vão consumir os íons H + e deslocar o equilíbrio para a esquerda, intensificando a coloração amarela. 4. Incorreta. A cor da solução depende da concentração de H + do meio. 24.11) Alternativa D O único fator que altera a constante de acidez (Ka) de um ácido é a temperatura, logo, a constante permanece inalterada. 24.12) Alternativa E A adição de um ácido irá aumentar a concentração de íons H3O +, deslocando o equilíbrio para a esquerda e aumentando a cor amarela do sistema. 24.13) Alternativa D Quando borbulhar o gás amônia em solução aquosa, acontece a seguinte reação: NH3 + H2O NH4OH Uma base irá liberar íons OH, que irão consumir os íons H3O + e deslocar o equilíbrio químico para a direita, aumentando a cor vermelha do sistema. 24.14) Alternativa E Com a presença de ácidos, ocorre a liberação de íons H +, que consomem os íons OH e deslocam o equilíbrio para a direita (desmineralização do dente). 24.15) Alternativa C
O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um sal de caráter básico, ou seja, reage com ácidos. Com a adição de NaHCO3, ocorre o consumo dos íons H +, deslocando o equilíbrio químico para a esquerda e acentuando a cor verde do vegetal. 24.16) Alternativa E A adição de CaCO3(s) não afeta o equilíbrio, pois substâncias no estado sólido não interferem no equilíbrio químico. *O termo aumentar o diminui a pressão parcial de um gás no sistema significa aumentar ou diminuir a concentração desse gás. 24.17) Alternativa B O amoníaco (NH4OH) fará com que o indicador fique com a cor B, pois desloca o equilíbrio para o sentido da forma ionizada. A presença de íons OH irá consumir os íons H3O + e deslocar o equilíbrio para a direita. 24.18) Alternativa A O aumento da concentração de íons NH4 + fará com que o equilíbrio seja deslocado para a direita, favorecendo a formação de íons Na +. 24.19) a) A adição de HCl irá aumentar a concentração de H + e deslocar o equilíbrio para a esquerda, fazendo com que o íon acetato seja consumido e diminuindo sua concentração. b) Kc = [H ] [CH3 COO ] [CH COOH] 3 24.20) a) Local de absorção Aspirina p-aminofenol Estômago Alta Baixa Intestino Baixa alta b) É uma substância neutra, pois não é afetada por meio ácido ou básico.
QUI 8E aula 22 22.01) Alternativa E I. Amoníaco básico coloração verde ph entre 11 e 13. II. Leite de magnésia básico coloração azul ph entre 9 e 11. III. Vinagre ácido coloração vermelha ph entre 1 e 3. IV. Amoníaco ácido coloração rosa ph entre 3,5 e 6,5. 22.02) Alternativa D Os sucos de abacaxi e limão são ácidos, portanto pode-se esperar as cores vermelha ou rosa, que indicam ph abaixo de 7. 22.03) Alternativa E Ca(OH)2 + 2 HNO3 Ca(NO3)2 + 2 H2O 1 mol 2 mol 74 g 126 g 3,7 g 6,3 g Como a solução A possui 4 g de Ca(OH)2 e só reagem 3,7 g, é o reagente em excesso (0,3 g de excesso) e deixa o meio alcalino. 22.04) Alternativa E NaOH + HCl NaCl + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 0,2 mol NaOH 1 L x 100 10 3 L x = 2 10 2 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol HCl 2 10 2 mol NaOH y y = 2 10 2 mol HCl = 0,02 mol 22.05) Alternativa C 2 10 2 mol HCl 0,2 L z 1 L
z = 0,1 mol/l 22.06) Alternativa B NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 0,2 mol NaOH 1 L x 30 10 3 L x = 6 10 3 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol CH3COOH 6 10 3 mol NaOH y y = 6 10 3 mol CH3COOH Concentração da solução de ácido acético: 6 10 3 mol CH3COOH 20 10 3 L z 1 L z = 0,3 mol/l 22.07) Alternativa E 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O 2 mol 1 mol 2 mol NaOH 1 mol H2SO4 0,5 mol NaOH x x = 0,25 mol H2SO4 1 mol H2SO4 1 L 0,25 mol H2SO4 y y = 0,25 L 22.08) Alternativa B NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,2 mol NaOH 1 L x 100 10 3 L x = 2 10 2 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol CH3COOH 2 10 2 mol NaOH y y = 2 10 2 mol CH3COOH 1 mol CH3COOH 60 g 2 10 2 mol CH3COOH z z = 1,2 g 10 g vinagre 100% 1,2 g ácido acético w w = 12% 22.09) Alternativa A 1 mol KOH 1 L x 20 10 3 L x = 2 10 3 mol KOH 1 mol ácido 1 L y 10 10 3 L y = 1 10 3 mol ácido A proporção é de 1 mol de ácido para 2 mol de KOH, logo, o ácido possui 2 hidrogênios ionizáveis. Das opções presentes, seria o ácido sulfúrico (H2SO4). 22.10) Alternativa C NaOH + HCl NaCl + H2O 1 mol 1 mol 1 mol 0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol Será formado 0,1 mol de NaCl, que equivale a massa de 5,85 g. 22.11) Alternativa D NaOH + CH3(CH2)14COOH CH3(CH2)14COONa + H2O 1 mol 1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 0,25 mol NaOH 1 L x 40 10 3 L x = 1 10 2 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol CH3(CH2)14COOH 1 10 2 mol NaOH y y = 1 10 2 mol CH3(CH2)14COOH 1 mol CH3(CH2)14COOH 256 g 1 10 2 mol CH3(CH2)14COOH z z = 2,56 g 22.12) Alternativa C 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O 2 mol 1 mol 2 mol NaOH 1 mol H2SO4 2 mol NaOH 98 g H2SO4 x 0,098 g H2SO4 x = 0,002 mol NaOH 0,2 mol NaOH 1 L 0,002 mol NaOH y y = 0,01 L = 10 ml 22.13) Alternativa E Ca(OH)2 + 2 HCl CaCl2 + 2 H2O 1 mol 2 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCl: 0,1 mol HCl 1 L x 20 10 3 L x = 2 10 3 mol HCl 2 mol HCl 1 mol Ca(OH)2 2 10 3 mol HCl y y = 1 10 3 mol Ca(OH)2
Concentração da solução de Ca(OH)2: 1 10 3 mol Ca(OH)2 10 10 3 L z 1 L z = 0,1 mol/l 22.14) Alternativa D NaOH + C9H8O4 NaC9H7O4 + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 0,1 mol NaOH 1 L x 20 10 3 L x = 2 10 3 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol C9H8O4 2 10 3 mol NaOH y y = 2 10 3 mol C9H8O4 1 mol C9H8O4 180 g 2 10 3 mol C9H8O4 z z = 0,36 g 1 g comprimido 100% 0,36 g ácido w w = 36% 22.15) Alternativa B (NH4)2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 NH4OH (NH3 + H2O) NH3 + HCl NH4Cl HCl + NaOH NaCl + H2O Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 0,1 mol NaOH 1 L x 21,5 10 3 L
x = 2,15 10 3 mol NaOH 1 mol NaOH 1 mol HCl 2,15 10 3 mol NaOH y y = 2,15 10 3 mol HCl Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCl: 0,1 mol HCl 1 L z 50 10 3 L z = 5,0 10 3 mol HCl 5,0 10 3 2,15 10 3 = 2,85 10 3 mol de HCl reagem com NH3 1 mol NH3 1 mol HCl w 2,85 10 3 mol HCl w = 2,85 10 3 mol NH3 2 mol NH3 1 mol (NH4)2SO4 2,85 10 3 mol NH3 a a = 1,4 10 3 mol (NH4)2SO4 1,4 10 3 mol (NH4)2SO4 10 ml b 1000 ml b = 0,14 mol/l 22.16) Alternativa A Foram usados 5 ml do ácido para chegar ao ponto de equivalência e neutralizar a base. BOH + HA BA + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de HA: 0,1 mol HA 1 L x 5 10 3 L x = 5 10 4 mol HA 1 mol HA 1 mol BOH 5 10 4 mol HA y
y = 5 10 4 mol BOH Concentração da solução de base: 5 10 4 mol BOH 50 10 3 L z 1 L z = 0,01 mol/l 22.17) Alternativa C NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH: 1 mol NaOH 1 mol CH3COOH 1 mol NaOH 60 g CH3COOH x 3 g CH3COOH x = 0,05 mol NaOH 0,5 mol NaOH 1 L 0,05 mol NaOH y y = 0,1 L 22.18) Alternativa A NaHCO3 + HCl NaCl + H2CO3 (H2O + CO2) 1 mol 1 mol Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCl: 5 10 2 mol HCl 1 L x 0,5 L x = 2,5 10 2 mol HCl 1 mol HCl 1 mol NaHCO3 2,5 10 2 mol HCl y y = 2,5 10 2 mol NaHCO3 Cálculo da massa de NaHCO3: 1 mol NaHCO3 84 g