aula 22 - pré-vestibular curso positivo · naftaleno e n-hexano são ... onde iv é o mais...
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Aula 2222.01. c
No CO2(s) (apolar) o tipo de interação existente é de dipolos in-duzidos.
22.02. cH – F
H – F H – F
ligação covalente polar
ligação de hidrogênio
22.03. bCom interações intermoleculares mais fracas a evaporação ocorre mais rapidamente.No éter temos: dipolo-dipolo.No álcool temos: ligação de hidrogênio.
22.04. dI. Ligação de hidrogênio.II. Dipolo-dipolo.III. Van der Waals.
22.05. cDipolo instantâneo – induzido – C6H6; CH4; C6H14.Dipolo-dipolo – HBr.Ligações de hidrogênio – NH3.
22.06. b“Ligações rompidas”H O H O g2 2( ) ( )n → – Ligação de hidrogênio.CO COs g2 2( ) ( )→ – Ligação de dipolos induzidos.O N NO NO2 2 22− → – Ligação covalente.
(N2O4)NaC NaCsn n N( ) ( )→ – Ligação iônica.
22.07. 12 (04, 08)01) FALSA. É uma transformação química.02) FALSA. São ligações de hidrogênio.04) VERDADEIRA.08) VERDADEIRA.
NH HH
22.08. aI. Na+ Cℓ– Ligação iônicaII. O
H HLigação de hidrogênio
OH H
Ligação covalente
III.
(Íon-dipolo)
Na+
O
H
H
Cℓ– H O
H
OH H O
H
H
Ligação covalente
Ligação de hidrogênio
22.09. cI. É um éster (derivado de ácido carboxílico).
II. É um álcool cíclico saturado.III. É um hidrocarboneto com carbonos sp2 e sp3.
22.10. b NH2OH – apresenta ligações de hidrogênio.
22.11. e N2 g( ) → N2( ) Forças de London.
22.12. e N N Ligações covalentes apolares
22.13. 10 (02, 08)
01) Falsa, O
H H
Angular
02) VERDADEIRA. (Na+) (O – H)– 04) FALSA. Na+ H– (iônica)08) VERDADEIRA. (Na)+
2 O2– (iônica) 16) FALSA. NaOH, (iônica)
22.14. 10 (02, 08)01) FALSA. CO2 – composto molecular.02) VERDADEIRA. O = C = O.04) FALSA. Forças de London.08) VERDADEIRA. 16) FALSA. Geometria Linear.
22.15. dLigação típica das substâncias com moléculas apolares.
22.16. aVide estruturas.
22.17. 30 (02, 04, 08, 16)01) FALSA.02) VERDADEIRA. Todos os carbonos na estrutura são saturados.04) VERDADEIRA.08) VERDADEIRA. Vide estrutura. 16) VERDADEIRA. Possui grupos OH polares.
22.18. c O composto é: H3C – O – CH3
22.19. I. Ligações de hidrogênio (ligações intermoleculares).II. Ligações covalentes (ligações intramoleculares).
22.20. I. Ponte dissulfeto (Ligação covalente entre os átomos de enxofre) (– S – S – )
II. Ligação de hidrogênio (Ligação intermolecular que ocorre entre o hidrogênio e um átomo de outro elemento muito eletronegativo e de pequeno raio, que pode ser F ou O ou N.)
III. Ligação iônica (Atração eletrostática entre o cátion (íon +) e o ânion (íon –).
1Extensivo Terceirão – Química 8A
Resoluções 8AQuímica
Aula 2323.01. d
Dentre as substâncias indicadas nas alternativas as apolares são:• os hidrocarbonetos (alternativa d) e o tetracloreto de carbono (CCℓ4).
23.02. aA graxa lubrificante contém hidrocarbonetos (apolares) assim como a gasolina.
23.03. aNaftaleno e n-hexano são apolares.
23.04. bII e III são os mais polares, logo mais solúveis em H2O.
23.05. dPentan-1-ol apresenta maior cadeia hidrocarbônica apolar.
23.06. bI I2 → − I molécula apolar.
23.07. eC, B5 e B3 – são “mais polares”
23.08. bI. ácido carboxílico → é o mais solúvel.
III. éter dietílico → é o menos solúvel.23.09. a
“A” e “B” possuem em comum a função éter e carbonos sp3 e sp2.“B” é menos solúvel em H2O.
23.10. bSão solúveis em CCn 4 as substâncias de menor polaridade.
23.11. eÉ adequado adicionar:a sucos de frutas: I e IV.a margarinas: II e III.
23.12. aA parte A é hidrofóbica (apolar)A parte B é hidrofílica (polar)
23.13. aMenor solubilidade em H2O → naftaleno (hidrocarboneto)Maior solubilidade em H2O → glicose (poliol/aldeído)
23.14. dComposto molecular polar, com carbono sp3 e ligação O – H mais polarizada do que C – H.NOX do carbono = –2
23.15. dA vitamina C é mais solúvel em H2O, devido à presença dos grupos (OH). Enquanto isso a vitamina A é lipossolúvel devido à maior cadeia hidrocarbônica apolar.
23.16. cAs substâncias indicadas são insolúveis em H2O.
23.17. cA água é polar e o petróleo apolar é menos denso.
23.18. da) Falsa, apresentam ligações covalentes.
b) Falsa, C
Cℓ CℓF
Cℓ
(Tetraédrica)
c) Falsa, CCℓ4 é apolar.e) Falsa, H – F é polar.
23.19.
39 cm3 (Gasolina)
61 cm3 (água + álcool)
23.20. São imiscíveis porque a água é polar e o C6H12 (ciclo-hexano) é apolar.
Aula 2424.01. d
São ésteres (todos), onde IV é o mais volátil.24.02. c
4 – ácido benzoico (maior PE).1 – tolueno (HC – menor PE)3 – fenol PE > 2 – aldeído apresentaligações de hidrogênio
24.03. a
I IVIIIIIMaior PE Menor PE
ligação de hidrogênio dipolo-dipolo dispersão de London
R – COOH R – OH HCO
HR – C
24.04. bA condensação é um processo exotérmico.
24.05. eAcetona – interações dipolo-dipolo.Água e etanol – interações do tipo ligações de hidrogênio, de magnitude maior na água.
24.06. dQuerosene – derivado do petróleo com maior PE.
24.07. e
menorcadeia
(D)mais
ramificado
(A)cadeia
ramificada
(E)
PE PE PE PE<<<<
cadeianormal
(B)"maior cadeia"
(maior PE) normal
(C)
24.08. b a) NH2
c) NH
b) H3C CH3
N
CH3não possui ligação
de hidrogênio
d) NH2
24.09. aI. VERDADEIRA.
OH
apresenta ligações de hidrogênio.II. VERDADEIRA. Éter cíclico e acetona.
III. VERDADEIRA. O
HIV. VERDADEIRA.
2 Extensivo Terceirão – Química 8A
24.10. dAs interações moleculares são: Pentano Van der Waals
Butanona
O
dipolo-dipolo
Butan-1-ol OH ligações de hidrogênio
Ácido propanoico O
OH ligações de hidrogênio (mais efe-
tivas)24.11. 06 (02, 04)
01) FALSA. São líquidas (25°C) as substâncias: H2O e H2SO4.02) VERDADEIRA. H2SO4 PE = 338°C.04) VERDADEIRA. Cℓ2 e O2 PF –101ºC e –218ºC, respectivamente.08) FALSA. Tende a diminuir.
24.12. aH3CF – dipolo-dipolo.H C NH
H C OH3 2
3
−−
ligações de hidrogênio (mais efetivas no metanol).
24.13. bA vitamina C ⇒ • é mais solúvel em H2O (mais facilmente elimina-
da pela urina)• possui maiores valores de P.F. e P.E.
24.14. dA água ferve a 100°C sem romper ligações covalentes.
24.15. dAs forças intermoleculares de dipolo instantâneo – dipolo indu-zido aumentam de intensidade com o aumento do tamanho da molécula. Como o raio atômico dos halogênios cresce na ordem F < Cℓ < Br, temos que CBr4 possui a maior temperatura de ebulição.
24.16. bI. NaF (iônico) – PF = 993°C.II. H3C – OH (L. de hidrogênio) – PF = – 98°C.
III. H3C – O – CH3 (dipolo-dipolo) – PF = –116°C.IV. H3C – CH2 – CH3 (Van der Waals) – PF = –188°C.
24.17. eObserve o esquema com os pontos de ebulição ou fusão.
Mistura
PE
PE
PE
PE
3
2
4
80 6
110 6
137 138
139 3
144
137 138
139 3
=
=
−
−
,
,
,
,
PE
=
1445
6 PPF
PF
= −
=
48
137
1
24.18. dO P.E. dos alcanos aumenta com o aumento da massa molar.
24.19.a) O álcool etílico é mais polar do que o éter metílico e possui suas
moléculas atraídas por ligações de hidrogênio mais fortes do que as forças de dipolo-dipolo existentes no éter.
b) H3C – CH2 – OH H3C – O – CH3
álcool etílico éter metílicoc) O sódio metálico reage com o álcool deslocando o hidrogênio
do grupo OH (reação comum em hidroxilados). O éter não pos-sui OH e não reage com Na (metálico).
24.20. a) A vitamina C, por realizar um maior número de ligações de hi-
drogênio com a água.b) Por realizar um maior número de ligações de hidrogênio, o que
justifica um maior ponto de fusão.
3Extensivo Terceirão – Química 8A
22.01. b
C Br C BrN N2 22 2+ → +*
−− −−
–2 –2=
22.02. c
H O H O O2 2 2 212
→ +
Oxidação
–1 –2 0Redução
Reação de auto-oxirreduçãoou
Desproporcionamento
22.03. d
Mn O H SO H O MnSO H O O+4 42 2 4 2 2 4 2 22−− + + → + +
Atua como Agente Redutor
+4 –2 +2
Redução
22.04. eO H2O2 pode atuar como agente oxidante ou como agente redutor, dependendo da reação.
22.05. d
3 6 5 1 32 3 2C OH C C O H ON N N+ → + +*
* ( ) ( )−− −− −−
–6 –6=
22.06. e
10 Fe +2 MnO + 16 H 10 Fe +2 Mn + 8 H O4*
22+ 2+ 2+−− ++ →
+34 +34=
22.07. d
2 1 2 1 4 42 2 2C C H O CO H CN N+ + → + ++* *
−−
zero=
zero
–2+1
Redução Δ = 1
zero +4 –2 +1 –1
Oxidação Δ = 4
zero
1 4 1 4 2*
C x =
2 1 2 2 12
*C xN =
=4
2
2
1
Δ x no. de átomos
22.08. 90 (02, 08, 16, 64)
*2 mol/L
Atua como agente redutor!
2 5 3 1 2 8 54 2 2 2 4 2 4 4 2 2
* *KMnO H O H SO K SO Mn SO H O O+ + → + + +
+7 –1 +2 zero
Oxidação Δ = 1
Redução Δ = 5
5 mol
V L LCNTP( ) ( , ) ,= =5 22 4 112 0
Δ no. de átomos
5 1 2 22 2
*H O x =
2 5 1 54
*KMnO x =
5 2 10*⋅ = −e perdidos
2 5 10*⋅ = −e recebidos
Houve transferência de 10 e –
22.09. a
2 1 2 10 0Ag Fe Ag Fe Fe++ ++ +++ → +*
2 2
+2 +2=
cátion ferroso
22.10. b
=
Zn Ag Zn Ag Ags aq aq s s( ) ( ) ( )*
( ) ( )0 0 02 2+ → +++ ++2
+2 +2
prata metálica
22.11. b
H – C – C – O – H
H H
H H
C2H5OH
Etanol ou álcool etílico
C2H4O
Etanal ou aldeído acético
H – C – C
H
H
O
H
+1
Redução Δ = 3
+6
–2
+3
Resposta x = 7+ + −
+ + → + + +2 12 14
2 2 7 2 4 2 5 2 4 2 4 2 4 3 21 4 3 3K Cr O H SO C H OH C H O K SO Cr SO Hx( ) OO ( )N(ag) (ag) (v) (g) (aq) (ag)
22.12. b
zero
O I H O I H O3 2 2 22 2+ + → + +−− ++
–1 +1
=
Oxidação
+1 –2
zerozero
Igualdade nas cargas
Redução
zero zero
Corretas: I e III
Aula 22
Resoluções
1Extensivo Terceirão – Química 8B
8BQuímica
22.13. d
Δ x no. de “átomos”
2 3 22 2
* * ? *( )Cr H O x OH3
2++ −−
−−+ + →
+6 8
4 2 (CrO ) + H O−
+3
Oxidação Δ = 3
Redução Δ = 1
–1 +6 –2 –2
– 4 – 4
2 3 1 4( ) ( )+ + − = −x
x = 10
2 3 1 33*
Cr x+ =
3 1 2 22 2
*H O x =
2 3 10 2 832 2 4 2
* * ( ) ( )Cr H O OH CrO H O+ + + → +−− −−2
2 + 3 + 10 + 2 + 8
Soma = 25
22.14. c
(OH)NaOH
NaOH Na OH
mol mol mol
=→ +
−
+ −1 1 1
1 1 1
( )
NaC C
NaC Na C
mol mol molN N
N N
=→ +
−
+ −1 1 1
1 1 1
+5–1
6 3 5 1 32 3 2( ) ( )( ) ( )
*
( )
*
( ) ( )OH C C C O H Oaq g aq aq−− −− −−+ → + +N N N N
Redução Δ = 1
Oxidação Δ = 5
zero
– 6 – 6=
Reação de auto-oxirredução ou (desproporcionamento)
1 5 1 53
*C O xN − =
5 1 1 1*
C xN − =
6 5
6 5
OH C
mol mol
−− −−N
( )
/ /OH
mol L mol L−− = ←3 3 2 5, /mol L
÷2 ÷2
( )
/OH NaOHm mol L−− = = 3
Igualdade de cargas
22.15. bReação de auto-oxirredução (desproporcionamento) equaciona-da abaixo:
3 6 5 1 32 3 2C OH C C O H ON N N+ → + +( ) ( )* *
−− −− −−
–1zero
oxidação Δ = 5
+5
redução Δ = 1
Δ x no. de “átomos”
5 1 1 1*
CN − ⋅ =
1 5 1 53
*C ON − ⋅ =
– 6 – 6
22.16. b
+6
oxidação Δ = 2
1 14 3 3 7 22 7 2
*
( ) ( )
*
( ) ( ) ( )( )Cr O H Sn Sn H O Caq aq aq aq2 2 4−− ++ ++ +++ + → + +N rr 3++
+2 +4 +3
+18 +18Igualdade das cargas=
redução Δ = 3
3 2 1 2 1*
Sn x2++ =
1 3 2 6 32 7
*( )Cr O x2−− =
26
13
=
Como o H+ está sendo consumido, o pH aumenta e o pOH diminui!22.17. d
Efetuando o balanceamento:
2 5 6 2 8 54 2 2 2 22
* *( )MnO H O H Mn H O O− + ++ + → + +
+7
Oxidação Δ = 1
Redução Δ = 5
–1 +2 zero
Reagentes Produtos
( )4
˘˘˘˘˘˘˘(sofreu redução)
MnO
5 1 2 22 2
*H O x =
2 5 1 54
*( )MnO x− =
A soma das cargas dos íons do lado dos reagentes deve ser igual à dos produtos.
2 (–1’) + 6 (+1) = 2 (+2)
A soma dos coeficientes dos produtos será: 2 + 8 + 5 =
Δ * no. de átomos
=+ 4 + 4
15
2 Extensivo Terceirão – Química 8B
22.18. eUreia (carbamida)
CO(NH2)2
Ânion nitrito
( )N O+ −3
2
4−−
+3 –2
Dióxido de carbonoO = C = O
+4
+3Oxidação Δ = 3
2 2 1 2 1 32 2 2 2 2 2* *
( ) ( )NO H CO NH N CO H O−− +++ + → + +
+4 –3 0 +4
Redução Δ = 3
Δ no. de átomos
2 3 1 3 12* *
( )NO x−− =
1 3 2 6 22 2* *
( )CO NH x =
36
12
= *
*
A soma de todos os coeficientes será:
2 2 1 2 1 3 11+ + + + + =
–3
H
H N
H
O = CN
H
+4
–3
22.19. Resposta 4Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
3 mol 2 mol 3 (32 g) 2 (160 g) ⇓ ⇓ 96 g 320 g
m = ? mg 32 mg
m = 9,6 mg
m = 9,6 . 10–3 g * V = 1 L C = 9,6 . 10–3 g/L*
22.20. Reação de ustulação da pirita (equacionada abaixo)
4* F+2
eS–2
2 + 11* O2 → 2 Fe2 O3 + 8 SO2 FeS2
Δ . no. de átomos4* FeS2 5 x 2 = 10 11 é perdidos 1 x 1 = 1
11* O2 2 . 2 = 4 é ganhos
Δ
Pirita ou Dissulfeto
ferroso
–1+2 zero +3 –2 +4 –2
Oxidação Δ = 5Oxidação Δ = 1
Redução Δ = 2
Dissulfeto de Fe - II (pirita)ou
Dissulfeto ferroso
S SFe2+ 2–
* 44 e– tranferidos!
23.01. d
+1Redução
Ag e Ag++ −−+ → 0
0
23.02. b
Oxidação0
Zn Zn e0 2→ +2++ −−
+2
23.03. cNuma reação de oxirredução corretamente equacionada e balan-ceada, o número de elétrons perdidos na oxidação deve ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.
23.04. d
+1
2 20 0Ag Zn Ag Zn++ +++ → + 2
0 0 +2Redução
Oxidação
0Agente oxidante : Ag Agente redutor :
redução
Zn
(sofre ) (so oxidafre o)çã
;+
23.05. cAg+ é o melhor agente oxidante (sofre redução), pois apresenta o maior E 0
Red .Mg0 é o melhor agente redutor (sofre oxidação) por apresentar o maior E 0
oxid .23.06. e
E dRe0 → Potencial-padrão de redução
Melhor oxidanteAg
→+( )
É o “melhor” para sofrer Redução
→Apresenta maior
potencial de Redução
23.07. dSais de alumínio apresentam o cátion Aℓ3+.Para que o Aℓ3+ sofra redução, ele deve apresentar um E Red
0 maior que o da outra espécie química.
–2,37 zero
E0Red (V)
–1,66
Mg Mg2++ 0
oxidaçãoA AN N3++ 0
redução
0+3
2 3 2 30 0A Mg A Mgaq s s aqN N( )
*
( ) ( ) ( )3 2++ +++ → +
0 +2
OxidaçãoRedução
Equação que retrata uma rea-ção espontânea de oxirredução
maiormenor
Aumenta
Aula 23
3Extensivo Terceirão – Química 8B
23.08. 88 (08, 16, 64)
maiormenor
Oxidação
–2,87 –0,76 –0,23 zero
Ca Ca2++ 0Zn Zn2++ 0
Ni Ni2++ 0
Redução
E0Red (V)
Aumenta
Quem sofre oxidação (Ca0)
perde elétron(s)
Quem sofre redução
recebe elétron(s)
23.09. c
zero +0,76+0,15
Oxidação
Redução
Maiormenor
Sn Sn4 2++ ++
Fe Fe3 2++ ++
E0Red (V)
Aumenta
2 Fe 2 e −+3+
Oxidaç
Redução
ão
2 Fe
Sn Sn 2 e −
→
→ +
2
2 4
+
+ +⊕
2 2Fe Sn Fe Sn3 2 2 4++ ++ ++ +++ → +
+2+3
OxidaçãoRedução
+2 +4
Equação que retrata uma rea-ção espontânea de oxirredução!
23.10. cEquação da reação de formação do íon iodeto (I–) ou redução do iodo (I2).
0
Redução2I 2 e 2 I+ →− −
–1
Redução
A vitamina C reduz o iodo a iodeto! 23.11. c
+1
Ag Cu Ag CuCom luz++ ++ +++ → +0 2
+1 0 +2Redução
Oxidação
Agente oxidante (sofre redução) Ag++
23.12. e
–0,76 –0,44 zeroE0
Red (V)
Aumenta
+0,34 +1,36
Zn Zn2++ 0 Fe Fe2++ 0 Cu Cu2++ 0 C CN N2 2 −−
menor
Fe Zn Fe Zn0 0+ → +2 2++ ++
Reação não espontânea!
O cátion Zn2+, por apresentar E dRe0 menor, não conseguirá espon-
taneamente sofrer redução na presença de ferro metálico.23.13. e
X0 = ? → Zn ou Fe0 0
Ni2+ → Melhor agente oxidante
Fe3+
(Deverá sofrer redução!)Fe aq( )2+
Fe aq( )3+
Deverá sofrer oxidação!
–0,76 –0,44 zeroE0
Red (V)
Aumenta
+0,76 +0,80Menor Maior
Fe Fe2++ 0
oxidaçãoFe Fe3 2++ ++
reduçãoAg Ag++ 0
oxidação
Zn Zn2++ 0
Não poderemos adicionar o Zn0, pois haveria formação do cátion Zn2+, que, de acordo com o enunciado, não seria desejado. A res-posta nos leva para a adição de Fe s( )
0 ; observe que tanto na oxi-
dação do Fe0 quanto a redução do Fe3+, haverá formação do Fe2+.
23.14. 54 (02, 04, 16, 32)02) Mg Zn Mg Zn0 2 0+ → +2++
Redução
04) Redução
Pb Ag Pb Ag0 02 2+ → +++ ++2
16) Redução
Zn Ag Zn Ag0 02 2+ → +++ ++2
32) Mg Pb Mg Pb0 0+ → +2 2++ ++
Redução
Quem tiver E dRe0 maior deverá sofrer redução!
23.15. e I. qP pQ não ocorre!+ →q+
II. rP pR não ocorre!+ →r+
III. rS sR sR rS+ → +r s++ ++
ReduçãoOxidação
Conclusão: E E
R S
d dRe Re0 0
r s++ ++
IV. Redução
Oxidação
sQ gS gS sQ+ → +s q+ +
Conclusão: E E
S Q
d dRe Re0 0
s q+ +
Na equação II: rP pR não ocorre!+ →r+
Conclusão: se o Rr+ não conseguiu sofrer redução na presença do P,
devemos concluir que o
E EdPP d
QqRe Re+ + →0 0
Q S R P
Poder oxidante aumenta
q s r P++ ++ ++ ++< < < →23.16. c
Para explicar os fatos apresentados no enunciado, a equação quí-mica mais adequada é:
Cu c Fe aq Cu aq Fe aq( ) ( ) ( ) ( )+ → +2 23 2 2++ ++ ++
Nota-se que:• Não há desprendimento de gás.• A chapinha de cobre se desgasta, porém mantém sua cor, porque
não há deposição de Fe(c) ~ (Ferro metálico). • A concentração de Fe3+ diminui, e as quantidades de íons Cu2+ e
íons Fe2+ aumentam. Isto explica a mudança de cor da solução.Observação: coloração dos cátions em solução aquosa:
Fe aq cas o3++ ( ) ( tanh )→
Cu aq azul2++ ( ) ( )→
Fe (aq) (verde pálido)→2+
Poder oxidante⇓
Capacidade de sofrer redução
⇓Maior E dRe
0 !
4 Extensivo Terceirão – Química 8B
23.17. d
2 2 2 25 52 4 2 2CH O SO H CO HS H O G kJ mol+ + → + + ∆ = − ⋅( ) ( ) ,2 1−− ++ −− −−
0
oxidação
–1 –1
Soma das cargas
=
+6 +4 –2
redução
1) VERDADEIRA. Agente oxidante → ( )SO 42−− sofre redução.
2) FALSA. Agente redutor → CH O2 sofre oxidação.3) FALSA. ( )HS −− O NOx do enxofre é –2.4) VERDADEIRA. Lei de Gibbs.
G
ou Reação
G
espo
0
ntânea
∆ − ∆ <
5) VERDADEIRA.• Numa equação de oxirredução balanceada, o número de elé-
trons perdidos na oxidação deve ser igual ao número de elé-trons recebidos na redução.
• Equação iônica balanceada: a soma das cargas do lado dos rea-gentes (1o. membro) deve ser igual à dos produtos (2o. membro).
23.18. c
–0,76 +0,34zero
oxidação
redução
Maiormenor
E0Red (V)
AumentaZn Zn2++ 0
Cu Cu2++ 0
Zn Cu Zn Cu0 0+ → +2 2++ ++
OxidaçãoRedução
Reação espontânea de oxirredução equacionada na alternativa c.
23.19. menor maior zero +0,53 +1,36
E0red (V)
aumentareduçãoI2/2I–
oxidação Cℓ2/2Cℓ–
Reação espontânea ΔEo > zero
ΔE0 = E0 – E0
ΔE0 = (+1,36) – (+0,53)
ΔE0 = +0,83 V
Redmaior
Redmenor
Cℓ2 + 2e– Redução
2 Cℓ–
2I– Oxidação
I2 + 2e–
Cℓ2 (g) + 2I–(aq) 2Cℓ–(aq) + I2 (s) (Reação espontânea)
23.20.
maior
Mg2+/Mg0 Pb2+/Pb0 Cu2+/Cu0
E0Red
(V)
aumenta
Magnésio < Chumbo < Cobre
menor
+
24.01. a) Reações de oxirredução espontâneasb) Reduçãoc) Oxidaçãod) O ânodo é o polo – enquanto o cátodo é o polo + e) Reduçãof ) Oxidação
24.02. bNa semipilha de zinco ocorre o processo de oxidação.
24.03. e
Pilha
OxidaçãoÂnodopolo –
Pb Pb Cd Cd0 0/ / / /2 2++ ++
ReduçãoCátodopolo +
24.04. dCélulas galvânicas (Pilhas)
E polodmaiorRe0 → +
CátodoRedução
E polodmenorRe0 → −
ÂnodoOxidação
Os elétrons numa pilha “circulam” do polo – para o polo + .24.05. c
Função da ponte salina → Manter o equilíbrio iônico das soluções.
24.06. cSemirreação de: I Oxidação.II Redução.
PbO Pb2 �⇀�↽��2++
+4 –2
redução Δ = 2
+2
(Cátodo)
+4 –4
Pb Pb es( ) → +2++ −−2
0
oxidação
+2
(Ânodo)
Pb(s)
Chumbo Metálico
24.07. ePilha
Mg Mg Fe Fe0 0/ / / /2 2++ ++
OxidaçãoÂnodopolo –
oxidação
ReduçãoCátodopolo +
Mg Mg es aq( ) ( )0 2 → +2++ −−
A solução de Mg2+ irá se concentrar.
Aula 24
5Extensivo Terceirão – Química 8B
24.08. c
Pilha
(Cela galvânica)Mg Mg Fe Fes aq aq s( ) ( ) ( ) ( )/ / / /2 2++ ++
Oxidação Ânodo
elétrons
ponte salina
Redução Cátodo
24.09. eCélula a combustível
(Fuel Cell)
→H – C – C – O – H + 12
O2
H H
H H
H
H O
H H – C – C + H2O ∆ ⊕E 0
oxidação
d.d.p.⇓
diferença
de potencial
–1Etanol(ÁlcoolEtílico)
Etanal(Aldeído Acético)
+1
Pilha
24.10. e
Ponte Salina
S
M1M
A B
elétrons elétrons
E0 = – 0,80 V E0 = + 0,23 V
E0Redmenor
OxidaçãoÂnodo
E0Redmaior
ReduçãoCátodo
A redução ocorre no eletrodo B.24.11. b
Zn s Zn OH( ) ( )→ 2
0
oxidação
+2 Zn(s)Agente Redutor
24.12. a
– 0,76 + 0,74zeroMaiormenor
E0Red (V)
Aumenta
Oxidação
Zn Zn2++ 0
Ânodo
Redução
MnO Mn O2 2 3
Cátodo
Pilha Reação de oxirredução espontânea ∆ ⊕E 0
d.d.p.
∆ = −E E Ed dMaior menor0 0 0( ) ( )Re Re
d.d.p. (+0,74) + (–0,76) = 1,50 V
24.13. d
– 2,37 + 0,34zeroMaiormenor
E0Red (V)
Aumenta
Oxidação
ReduçãoMg Mg2++ 0
Cu Cu2++ 0
Cu Mg Cu Mg2 2++ +++ → +0 0 (Reação espontânea de oxirredução)
24.14. dReação espontânea de oxirredução
⇓Quem sofre redução apresenta E dMaiorRe
0 !
I.
Fe Pb Fe Pb+ → +2 2++ ++
0
oxidação
2e–
+2 +2 0
Redução
> E E
Pb Pb Fe Fe
d dRe Re
/ /
0 0
0 02 2++ ++
II.
0
Zn Fe Zn Fe+ → +2 2++ ++
+2 +2 0
ReduçãoOxidação
2e–
> E E
Fe Fe Zn Zn
d dRe Re
/ /
0 0
0 02 2++ ++
MaiormenorE0
Red (V)
(Aumenta)
Oxidação
ReduçãoZn Zn2++ 0Fe Fe2++ 0
Pb Pb2++ 0
Zn Pb Zn Pb0 0+ → +2 2++ ++
0
Redução
Oxidação
+2 +2 0
2e–
24.15. e–1,66 – 0,74
E0Red (V)
Aumenta
zero– 0,25*
– 0,14**
– 0,13***
A AN N3++ 0 Cr Cr3++ 0 Ni Ni2++ 0 Sn Sn2 0+ Pb Pb2++ 0
Exemplo:
MaiormenorE0
Red (V)
AumentaA AN N3++ 0
Ni Ni2++ 0
oxidação
Redução
( ) ( )NO aq3−−
( ) ( )NO aq3−−
AN 0
Ni aq( )2++
Ni 0
Redução
AN 3++Oxidação
O alumínio (Aℓ0) sofrerá corrosão (oxidação), contaminando a so-lução de nitrato de níquel.
6 Extensivo Terceirão – Química 8B
Conclusão:Para que a solução de nitrato de níquel (II) não se contamine, os recipientes não podem sofrer corrosão, portanto, o E X Xd
nRe ( / )0 0+
deve ser maior que o do níquel ( / ) ,ReE Ni Ni Vd0 2 0 0 25+ = −
Recipiente B
Pb0
Pb0
Ni NO2++ −−( )3
( )NO 3−−
Não sofrerá corrosão!
***Não haverá
contaminação!
Não sofrerá corrosão!
Sn0
Sn0
Ni NO2++ −−( )3
( )NO 3−
Recipiente D
ou
**
24.16. aNi O OH3 2 2++ −− −− ++ −−( ) Ni (OH) 2
+3 +2
Redução
Multiplicando a equação I por 2, mantendo a equação II, se efetuar-mos a soma das duas teremos a equação global:
22 NiOOH 2 H O 2 e −+ + redução22 Ni(OH) 2→ + OH−
0Cd 2+ (OH) oxidação2Cd(OH) 2 e −→ +− ⊕
2 2 1 220
2 2NiOOH H O Cd Ni OH Cd OH+ + → +*
( ) ( )
2 mol
1 mol Descarga da pilha!
Reação espontânea de oxirredução
24.17. bCuidado!A espécie Cu2+ não está presente!O cobre metálico é apenas o fio condutor.
0,34menor
E0Red (V)
Aumenta
Oxidação
Redução
–2,36 zeroMaior
Mg Mg s2++
( )0
2 2H H g++
( )Cu Cu s
2++( )0
Oxidação0Mg Mg 2 e→ +2+ −
2 H 2++2
02
Reduçãoe H
Mg 2 H Mg H (g)
⊕→
+ → +2
−
+ +
O cátion H+ está presente no limão!Grafite pode ser utilizado como um eletrodo condutor!
(Reação global)
24.18. cCuidado!Não há Cu2+ no experimento!
menor
E0Red (V)
Aumenta
oxidação
Redução
–2,36 zeroMaior
Mg Mg2++ 0
2 2H H++
(Ânodo)
(cátodo)
∆ = −E E Ed dMaior menor0 0 0( ) ( )Re Re
d.d.p (0) – (–2,36) = +2,36 V
24.19. a) As equações de oxidação, redução e global são as seguintes:
Ânodo (–): Zn0(s) → Zn2+
(aq) + 2e– (oxidação)
Cátodo (+): 2H+(aq) + 2e– → H2(g) (redução)
Zn0(s) + 2H+
(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
(global)O valor do potencial-padrão de redução do zinco é – 0,76 V (de acordo com a figura dada no enunciado).
b) E0Red Ni = – 0,25 V
E0Red Cu = + 0,34 VΔE = E(maior) – E(menor)ΔE = + 0,34 –(– 0,25) = 0,59 VComo o potencial de redução do cobre é maior do que o do níquel, concluímos que o cobre reduz e o níquel oxida, então:Oxidação (ânodo): Ni0 → Ni2+ + 2e–
(Polo negativo): eletrodo negativo.Redução (cátodo): Cu2+ + 2e– → Cu0 (Polo positivo): eletrodo positivo.
24.20. a)
redução
zero +1,458(V)E0
Red
Menor+2,075
Maior
PbO2(s) / Pb2+(aq)
oxidação
O3(g) / O2(g) + H2O(ℓ)
A remoção do Pb2+(aq) vai ocorrer com a precipitação do
PbO2(s) de acordo com as equações a seguir:
(aq)Pb 2++2 oxidação2 ( ) 2(s)H O PbO 4→ +N
2 H
H+
(aq) 2 e −++
3(g) (aq)O 2 H+ + 2 e+ −2(g) 2
redução O H O→ +( )
(aq) 2 ( ) 3(g) 2(s) (aq) 2(g)Equação daReação Global
Pb H O O PbO 2 H O
⊕
+ + → + +
N
N+ +2
b)
∆ = ( )−( ) = + − +E E Ed d p
Maior menord d0 0 0 2 075 1 458
. . .Re Re ( , ) ( , )
Processo espontâneo ΔE0 > 0 ∆E Vd d p
0 0 617. . .
,
= +
+
* PbO2(s)
Nox = +4
7Extensivo Terceirão – Química 8B
1Extensivo Terceirão – Química 8C
Aula 22
22.01. a) H – C – H + H3C –) MgCℓ → H – C – H + HOH → MgOHCℓ + H – C – H
O
CH3
OH
CH3
O MgCℓ
etanol
b) H3C – C – H + H3C – CH2 –) MgBr → H3C – C – H + HOH → MgOHBr + H3C – C – HO OH
CH2
CH3
O MgBr
butan-2-ol
CH2
CH3
c) H3C – C – CH3 + H3C – MgI → H3C – C – CH3 + HOH → MgOHI + H3C – C – CH3
CH3
OH
CH3
O MgI
2-metilpropan-2-ol
O
d) O = C = O + H3C – CH2 –) MgCℓ → O = C – O MgCℓ + HOH → MgOHCℓ + O = C – OH
CH2
CH3 propanoico
CH2
CH3
22.02. a
+ 3 C C Luz UVCalor
N N− →
Cℓ
Cℓ
CℓCℓ
CℓCℓ
BHC
22.03. b
+ 3 2H TP
↑↑ →
22.04. dAldeídos e cetonas não são necessariamente insaturados.
22.05. e
R – CH
O + HCN R – C – CN
H
OH
Cianidrina
22.06. b
H3C – CH
O + H3C –) MgCℓ Éter→ H3C – C – CH3
H
O MgCℓ
HOH →
HOMgCℓ + H3C – C – CH3
H
OH
22.07. cAldeído
(exceto formaldeído) + R – Mg X Hidrólise
→ Álcool secundário
22.08. e
+ 3 Cℓ2
H
H
HH
H
H
CℓCℓ
Cℓ
CℓCℓ
Cℓ
C6H6Cℓ6
Resoluções 8CQuímica
2 Extensivo Terceirão – Química 8C
22.09. a
A = H3C – C – CH3
H
O MgCℓ
B = H3C – C – CH3
H
OH
22.10. cCetona + R – Mg X 1Éter
2HOH⋅⋅→ Álcool terciário
22.11. bQualquer aldeído, exceto o metanal.
22.12. a
H3C – C – CH3
O
+ H3C – CH2 – MgCℓ 1Éter2HOH⋅⋅→
H3C – C – CH2 – CH3
CH3
OH
+ HOMgCℓ
22.13. c
C10H8
H2Ni
Pressão
→
H2 H2
H2 H2H
H
H2 H2
H2 H2
C10H18
22.14. b
H – CH
O + H – C ≡ N
H – C – C ≡ N + 2 H2 H – C – C – N – H
H H H H
OH OH H
22.15. aO = C = O + H3C – CH2 – Mg I O = C – O
CH2
CH3
Mg I HOH →
HOMg I + O = C – OH
CH2
CH3
22.16. cO = C = O + H3C – CH – Mg I
CH3
1Éter2HOH⋅⋅→ O = C – O H
CH – CH3
CH3
+ HOMg I
22.17. aAldeído + R – Mg X 1Éter
2HOH⋅⋅→ Álcool secundário
22.18. eCO2 + R – Mg X 1Éter
2 H O HX2
⋅⋅→ Ácido carboxílico + HOMg X
Anidrido carbônico
22.19. a) H3C – C – CH3 + H3C – MgCℓ
O
H3C – C – CH3
CH3
OMgCℓ
(X)
b) H3C – C – CH3 + HOH → HOMgCℓ + H3C – C – CH3H+
CH3 CH3 (Y)
(Z)
OHOMgCℓ
22.20. a) H3C – CH2 – C + H3C – MgCℓ → H3C – CH2 – C – CH3
H
OMgCℓ
H
O
H3C – CH2 – C – CH3 + HOH → Mg(OH)Cℓ + H3C – CH2 – C – CH3
HH
OHOMgCℓ
A
b) Composto A Nome: butan-2-olFunção: álcooisClassificação: álcool secundário
Aula 2323.01. e
O ciclopropano é o mais reativo na hidrogenação.
23.02. a) + Br – Br → H2C – C – CH2H2
1,3-dibromopropano
Br Br
b) + H – H → H2C – CH2 – CH2 – CH2
butano
H H
c) + Cℓ – Cℓ → H2C – CH2 – CH
1,3-diclorobutano
Cℓ Cℓ
CH3CH3
23.03. aA ruptura é mais fácil no ciclopropano.
23.04. a
Cadeira Barco23.05. c
+ H2 Cat. → C4H8 C4H10
23.06. cVide teoria de Sachse e Mohr.
23.07. aCiclano = cicloparafina.
3Extensivo Terceirão – Química 8C
23.08. aA conformação cadeira do ciclo-hexano é mais estável.
23.09. e
+ Cℓ – Cℓ HCℓ + Cℓ
23.10. d
+ HCℓ Cℓ
(X)
23.11. cO aumento do “anel” do ciclano, aumenta a estabilidade do ciclo e diminui a reatividade para ”adição”.
23.12. a + H2 Cat. →
Butano
23.13. eCiclo-hexano não adiciona bromo.
23.14. dA quebra das ligações entre carbonos 1 e 2 ou 1 e 4 forma interme-diários mais estáveis.
23.15. b I. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3
II. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3
III. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3
IV. produto ⇒ H3C – C = C – CH3
H OH
H3C – CH2 – C – CH3
O23.16. 05 (01, 04)
I. + HBr Br (FM = C3H7Br)
II. H2C = CH – CH3 + HBr H3C – CH – CH3
Br
(FM = C3H7Br)
23.17. c
CH3 CH3
CH2
CHHC
1,2-dimetilciclopropano
+ Cℓ2
CH – CH2 – CHH3C CH3Cℓ Cℓ
2,4-dicloropentano
23.18. 19 (01, 02, 16)01) VERDADEIRA.Tensão angular: II > IV.
02) VERDADEIRA.
C Halcenos
ciclanosn n2−−
04) FALSA. IV – não sofre adição de HCℓ08) FALSA. Vide ciclo-hexano.16) VERDADEIRA:
23.19. a) Com a fórmula molecular C6H12 (CnH2n), podemos ter um alce-no 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)
HH
H
CC
CC
C
C
H
H
HH
H
H
HH
H
H
H3C – C = C – CH2 – CH2 – CH3
H
23.20. Os cicloalcanos pequenos são relativamente instáveis devido à grande tensão. Ocorre então quebra de ligação com maior facili-dade mesmo a baixas temperaturas. Com o aumento da cadeia, cresce a estabilidade, acarretando necessidade de aumento de temperatura para que ocorra a reação.
Aula 24
24.01. a) H3C – C – CH3 HOH + H3C – C = CH2
H H
OHH+
∆
b) H3C – C – C – CH2 – CH3 HOH + H3C – C = CH – CH2– CH3
CH3CH3 H
H OHH+
∆
c) 2H3C – CH2 – OH HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3
24.02. a2 H3C – OH H SO2 4 → HOH + H3C – O – CH3
(C2H6O)
24.03. c
2 H3C–CH2 – CH2 – COH
O P O2 5 → HOH +
H3C – CH2 – CH2 – C
H3C – CH2 – CH2 – CO
O
O
Anidrido butanoico
(ou butírico)
24.04. bIntra
H3C – CH2
OH
H SO2 4∆ → HOH + H2C = CH2
Inter
2 H3C – CH2 – OH H SO2 4∆ → HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3
24.05. eReação de eliminação (desidratação) X é a água.
24.06. eO produto orgânico é:
H3C – C = CH – CH2 – CH3
CH3
24.07. e
H3C – CH2 – C
H3C – CH2 – CO
O
O
Anidrido propanoico (C6H10O3)
4 Extensivo Terceirão – Química 8C
24.08. bVide Teoria.
24.09. b
H3C – C – H
H3C – CH – O – CH – CH3 + HOH
H3C – CH = CH2 + HOH(X)
(Y)
CH3
CH3 CH3
OHintra
inter
24.10. d
H3C – C – CH2 + KOH KCℓ + H2O + H3C – CH = CH2
H
H CℓÁlcool
24.11. bIntra ⇒ H2C = CH2
EtenoInter ⇒ Etoxietano
24.12. a2 H3C – CH2 – OH H SO2 4
∆ → HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3
(C4H10O)
a) H3C – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3 – C5H12O
b) H3C – CH2 – CH2 – CH2 – OH
c) H3C – CH – CH2 – CH3
OH
d) H3C – CH – CH2 – OH
CH3
e) H3C – C – OH
CH3
CH3
24.13. dGêmeo:
H – C – C – H + 2 KOH 2 KCℓ + 2 HOH + H – C ≡ C – H
H
H
H
Cℓ
Cℓ
Álcool
Vicinal:
H – C – C – H + 2 KOH 2 KCℓ + 2 HOH + H – C ≡ C – H
HH Cℓ
ÁlcoolHCℓ
C4H10O
24.14. d
H2C = CH2 + Br – Br H2C – CH2 + 2 KBr + 2 H2O + H – C ≡ C – H
Br Br2 KOH
Álcool
(X) (Y) Acetileno
24.15. cOs produtos são obtidos pela desidro-halogenação de haletos de alquila primários.
24.16. bO produto (1) é a água.
24.17. a2 H3C – CH2 – OH HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3
H3C – CH2 – OH + HO – CH – CH3 HOH + H3C – CH2 – O – CH – CH3
CH3 CH3
2 H3C – CH – OH HOH + H3C – CH – O – CH – CH3
CH3 CH3 CH3 24.18. d
Br + KOH Álcool KBr + HOH +
24.19. H – C – C – Cℓ
H – C = C – H
H2C = CCℓ2
+ KCℓ + HOH
H
Cℓ
H
Cℓ
Cℓ CℓKOH
Álcool
24.20. a) H3C – O – C – CH3
CH3
CH3
b) H3C – OH + HO – C – CH3 HOH + H3C – O – C – CH3
CH3 CH3
CH3 CH3
metanol metilpropan-2-ol
Aula 2222.01. c
A melhor referência para estabelecer comparação de força entre ácidos ou entre bases são as constantes de ionização (dissociação).
22.02. a• o ácido mais forte = maior Ka → H2C2O4
• o ácido mais fraco = menor Ka → HCN22.03. b
• base mais forte = maior Kb → dimetilamina• base mais fraca = menor Kb → anilina
22.04. a[H+] (concentração de H+) = concentração hidrogeniônica. Em so-luções de mesma concentração (0,1 mol ∙ L–1)dos ácidos, terá maior [H+], a solução do ácido mais forte, ou seja, o de maior constante de ionização (Ka), portanto o ácido tricloroacético.
22.05. e I. CORRETO. A constante de ionização do 1o. H+ (K1) é sempre maior
que a constante de ionização do 2o. H+ (K2). II. CORRETO. K1 > K2, tem como consequência que a [H+] da 1a.
etapa da ionização ser maior que a [H+] proveniente da 2a. etapa da ionização.
III. CORRETO. K1 é a constante (Ka) do H2C2O4 e K2 é a constante do HC O2 4
− , portanto H2C2O4 é mais forte que o HC O2 4− .
22.06. eO ácido mais fraco, no caso o ácido acético, tem menor constante de ionização (Ka). Isso equivale a dizer que em soluções de igual concentração o ácido mais forte tem maior grau de ionização e o ácido mais fraco tem menor grau de unização.
22.07. cI. CORRETO.
Ácido carboxílicoO
OH
O
O
Éster
AspirinapKa = 3,5
II. INCORRETO:
Amida
N
OFenol
H
HO
AcetaminofenopKa = 9,9
III. CORRETO.aspirina pK Ka
aceta ofeno pK Ka
a a
= → =
= → =
−
−
3 5 10
9 9 10
3 5
9 9
,
min ,
,
,
Como a aspirina tem maior ka é o ácido mais forte.22.08. b
A solução que melhor conduz a corrente é aquela que tem maior concentração de íons. No caso de soluções de monoácidos é aque-la em que está dissolvido o ácido mais forte (maior Ka).
22.09. cx Dissolvidos 20 mols, ionizou 2 mols = grau de ionização = 10% (α)
y Dissolvidos 10 mols, ionizou 7 mols = grau de ionização = 70% (α)
z Dissolvidos 5 mols, ionizou 1 mol = grau de ionização = 20% (α)A melhor referência para comparação de força são as constantes de ionização.Nesse caso temos:x α =10%
= ⋅ =⋅−
→ =⋅
=−201
0 120
0 90 231
22
Vmol L K K V
Va aα
α
( , )
,,
y α =70%
= ⋅ =⋅−
→ =⋅
=−101
0 710
0 316 341
22
Vmol L K K V
Va aα
α
( , )
,,
z α =20%
= ⋅ =⋅−
→ =⋅
=−51
0 25
0 80 251
22
Vmol L K K V
Va aα
α
( , )
,,
I. INCORRETO. O mais forte é o y (maior KVa =
16 34,)
II. INCORRETO. O mais fraco é o x (menor KVa =
0 23,)
III. CORRETO. O grau de ionização (α) de y é 70%.22.10. e
Em poliácidos, sempre: K1 > K2 > K3 ... ↓ ↓ ↓constante constante constante do 1o. H+ do 2o. H+ do 3o. H+
22.11. c
Luminosidade da luz na lâmpada
22.12. cÁcido oxálico pK Ka a= → = −1 2 10 12, ,
Ácido glicólico pK Ka a= → = −3 83 10 3 83, ,
Ácido acético pK Ka a= → = −4 76 10 4 76, ,
Ordem decrescente de força (do maior Ka para o menor Ka)ácido oxálico > ácido glicólico > ácido acético
22.13. e I. pK Ka a= → = −9 2 10 9 2, ,
II. pK Ka a= → = −8 6 10 8 6, ,
III. pK Ka a= → = −4 8 10 4 8, ,
IV. pK Ka a= → = −4 8 10 3 2, ,
V. pK Ka a= → = −0 5 10 0 5, ,
Em soluções de mesma concentração dos ácidos I, II, III, IV e V, a maior concentração de íons é na solução do ácido mais forte (maior Ka) onde será observada a maior luminosidade da lâmpada.
22.14. 01Para estabelecer a comparação de força entre os ácidos temos as constantes de ionização (Ka) e pKa.
↑ =↓ = +K pK fortea a
Solução de:2 4
3
H – muito intensa ácido forte como HC e H SO
H – muito fraca ácido fraco como H CCOOH
A
B=
=
n
Resoluções
PB 1Extensivo Terceirão – <disciplina> <numdisciplina> Extensivo Terceirão – Química 8D
8DQuímica
Para uma comparação correta temos que ter para todos os ácidos seu Ka ou pKa.Nesse teste veio dado o Ka para alguns ácidos e para outros o pKa, temos que escolher um dos valores. Vamos trabalhar com o Ka.01) 5 2
a aK 5140 10 K 5,14 10 notação científica− −= ⋅ → = ⋅ −
02) pK Ka a= → = ⋅ −2 81 1 10 2 81, ,
04) K Ka a= ⋅ → = ⋅− −6 3 10 6 3 105 5, ,
08) pK Ka a= → = ⋅ −7 14 1 10 7 14, ,
16) pK Ka a= → = −9 95 10 9 95, ,
aÁcido mais dissociado (ionizado) ácido mais forte ma Kior = =22.15. a
Ácido acético pK Ka a= → = −4 76 10 4 76, ,
Ácido butírico pK Ka a= → = −4 82 10 4 82, ,
– Com mesma concentração:
aA solução mais ácida solução do ácido mais forte maior K= =O ácido acético é mais forte que o butírico.
22.16. d I. CORRETO. Como K1 > K2 a [HSO–
3 ] > [SO2–3 ]
II. CORRETO. O enxofre presente em compostos do petróleo é o responsável pela produção, na combustão, dos óxidos de enxofre (SO2 e SO3) que em contato com a água formam ácidos (H2SO3 e H2SO4) contribuindo para a acidez da chuva atmosférica.
III. INCORRETO.
2 2 2 3 3
O composto intermediário é o ácido sulfuros
SO (g) H O( ) H SO (aq) H (aq) HSO (a
o
q)+ −+ +⇓
n
22.17. d
DissolvidomolL
1Como Ka é muito grande, trata-se de um ácido muito forte, e, nesses casos, admite-se o grau de ionização total (α = 100%).
HNO3
1mol 1molna solução zero
L L
HNO3 H+ (aq) + NO–3(aq)→ →→ →→
Tudo que dissolveu dissociou
22.18. c
I. CORRETO. Inicialmente nas duas soluções temos 1HC 0,1mol L−⋅n
Como se trata de um ácido forte, a solução tem considerável concentração de íons e, portanto, a luminosidade da lâmpada é intensa.
Ao adicionar a base, ocorre a reação com o ácido (H+) diminuin-do a luminosidade. O ponto mais baixo é quando houve a adi-ção da base em quantidade para reagir com todo ácido (ponto de equivalência).
A partir daí teremos uma solução com excesso de base, no ex-perimento A do NH4OH, uma base fraca (Figura II).
No experimento B o excesso é de NaOH, uma base forte (Figura I). II. INCORRETO. Nas duas reações há produção de sais solúveis e
NaCℓ e o NH4Cℓ e, portanto, não forma precipitado. III. CORRETO. Na Figura II, a adição de excesso de base aumenta
pouco a luminosidade da lâmpada, o que indica um eletrólito fraco, no caso de NH4OH.
22.19. H2CO3(aq) + H2O(ℓ) HCO–3(aq) + H3O+ (aq) K1 = 4,3 ∙ 10–7
HCO–3(aq) + H2O(ℓ) CO2–
3 (aq) + H3O+ (aq) K2 = 7 ∙ 10–11
H2C2O4(aq) + H2O(ℓ) HC2O–4(aq) + H3O+ (aq) K1 = 5,9 ∙ 10–2
HC2O–4(aq) + H2O(ℓ) C2O2–
4(aq) + H3O+ (aq) K2 = 6,4 ∙ 10–5
CO2–3 < HCO3
– < C2O2–4 < HC2O4
–
22.20. a e bQuando a ionização ou dissociação é total (α = 100%), para deter-minar a concentração de qualquer íon, basta multiplicar a concen-tração em mol ∙ L–1 da substância pelo índice do íon na fórmula(Obs.: Essa explicação não é obrigatória na resolução)0,01 mol ∙ L–1 H1NO3 ⇒ [H+] = 0,01 mol ∙ L–1
0,01 mol ∙ L–1 H2SO4 ⇒ [H+] = 0,02 mol ∙ L–1
c) Em soluções de ácido fraco, podemos determinar o grau de ioni-zação (α) a partir da constante de ionização.ka1
=α2 ∙ 10–7 = α2 ∙ 10–1 ⇒ α = 10–3
[H+] = α ∙ ⇒ [H+] = 10–3 ∙ 10–1 = 10– 4 mol ∙ L–1
Obs.: A [H+] proveniente da segunda etapa da ionização é muito menor que da 1a. e, por isso, é desprezada.
x
x
Aula 2323.01. c
Como o α é inferior a 5%, temos:
α = =
= ⋅=
−
0 3 0 3100
2 1
, % ,
?
mol L
K b
K
K
K
b
b
b
= ⋅
=
⋅
= ⋅ −
α 2
2
5
0 3100
2
1 8 10
,
,
23.02. e Como α < 5%, temos:
α = =
= ⋅=
−
0 45 0 45100
0 02 1
, % ,
,
?
mol L
K a
K
K
K
a
a
a
= ⋅
=
⋅
= ⋅ −
α 2
2
7
0 45100
0 02
4 10
,,
23.03. b Como α > 5%, temos:
αα
α
= =
= ⋅=
=⋅−
≅ ⋅
−
12 512 5100
0 001 1
1 8 10
1
2, %,
,
? ,
mol L
K
K
Ka
a
a−−5
→ =⋅ −
K a( , )
,0 125 10
0 875
2 3
23.04. d8
a1
1
2a
8 2 4 2 2
K 10
1mol L
?
1mol L
K
10 1 10 10 % 10 %
0,01
Solução mo ar
%
l
−
−
−
− − −
=
= ⋅α =
⋅
= α ⋅
= α ⋅ → α = ⋅ =α =
=
2 3Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D
23.05. d
K
mol L
Ka a= ⋅
= ⋅=
= ⋅
⋅ = ⋅
=
−
− −
1369 10
0 1 1369 10 0 1
4
1
2
4 2
,
,
?
, ,
α
α
α
α 33 7 10 10 3 72 2, % , %⋅ ⋅ =−
23.06. b
= ⋅
= =
=
= ⋅
=
⋅
−0 1
3 73 7100
3 7100
1 2
2,
, %,
?
,
mol L
K
K
K
a
a
aα
α
110
1 4 10
1
4
−
−≅ ⋅K a ,
23.07. b
= ⋅
= =
= ⋅
= ⋅
= ⋅
−+
+
+ −
0 045
22
100
2100
0 045
9 10
1
4
,
%
[ ]
[ ] ,
[ ]
mol LH
H
H molα
α
⋅⋅
= = ⋅ ⋅
−
+ − − −
L
H H CCOO mol L
1
34 19 10[ ] [ ]
23.08. a
K
molL
Kaa
= ⋅
=
=
= ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
−
−
1 8 10
0 045 1 8 10 0 045
2
52
5 2
,
,
?
, ,
α
α
α
α 110 10 22 2− ⋅ =% %
23.09. d
αα α
= =
=
= ⋅
= ⋅
= ⋅
=+
+
+ −
33
1000 6
3100
0 6
0 018 1
%
,
[ ]
[ ] ,
[ ] ,
molL
H
H
H mol L
K a22
2
4
3
3100
0 6
5 4 10
⋅
=
⋅
= ⋅
=
−
+
K
K
H H CC
a
a
,
,
[ ] [ OOO mol L− ] ,= ⋅ −0 018 1
23.10. a
αα
αα
= =
= ⋅ ⋅=
>
=⋅−
=
− −
3030
100
2 10
5
1
3
2 1
2%
?
%
mol L
K
Como
K
K
a
a
a 00100
2 10
0 7
2 57 10
22
3
⋅ ⋅
= ⋅ −
−
,
,K a23.11. e
K
mol L
Ka a= ⋅
= ⋅=
= ⋅
⋅ = ⋅
=
−
− −
1 6 10
0 1 1 6 10 0 1
1 26
5
1
2
5 2
,
,
?
, ,
,α
α
α
α ⋅⋅ ⋅ =−10 10 1 262 2 % , %23.12. a
4 2a a4 2
2 2
2 3 1
K 2,5 10 K
mol0,2 2,5 10 0,2L 3,53 10 10 %?
[H ]
[H ] 3,53 10 0,2 7 10 mol L
−
−
−
+
+ − − −
= ⋅ = α ⋅= ⋅ = α ⋅ α = ⋅ ⋅α =
= α ⋅
= ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅23.13. c
H PO aq HPO aq H aq
H PO mol L
HPO mol
2 4 42
2 41
42
2
1
− − +
− −
−
+
= ⋅
=
( ) ( ) ( )
[ ]
[ ]
⋅⋅
= ⋅
=⋅
=⋅
=
−
+ −
− +
−L
H mol L
KHPO H
H PO
K
a
a
1
1
42
2 4
0 2 1 0 22
0 1[ ] ,
[ ] [ ]
[ ]
,,
23.14. eI) 0 001 0 0011
1 31, [ ] ,� ��� mol L H NO H mol L⋅ → = ⋅− + −
II) 0 001 0 00212 4
1, [ ] ,� ��� mol L H SO H mol L⋅ → = ⋅− + −
= ⋅
= ⋅
= ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
= ⋅
= ⋅
−
−−
−
+
+
1
4 104 10 1
2 102 1
1
8
2
8 2
4
mol L
K
KH
Ha
a α
α
α
α[ ]
[ ] 00 1 2 104 4 1− − −⋅ = ⋅ ⋅
mol L
IV) = ⋅
= ⋅
= ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
= ⋅−
−−
−
−
2
1 8 101 8 10 2
3 10
1
5
2
5 2
3
mol L
K
K OH
OHb
b
,,
[ ]
[
α
α
α
α−− −
− − −
= ⋅ ⋅
= ⋅ ⋅
]
[ ]
3 10 2
6 10
3
3 1OH mol L
23.15. a
= ⋅
= ⋅ ⋅
= ⋅
= ⋅
=
−
+ − −
+
−
−
0 1
1 1010 0 1
10
1
2 12
1
,
[ ]
[ ]
,mol L
H mol L
H α
α
α
αα
α
αα
= ⋅ =
>=
⋅−
=⋅
= ⋅
−
− −
10 10 10
5 1
10 100 9
112 1
1 2
2
1 2 1
% %
%( )
,,
ComoK
K
a
a 00 3−
23.16. aK
molL
Ka a= ⋅
=
=
= ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
=
−
−
−
1 8 10
11 8 10 1
18 10
4
5 2
5 2
6
,
?
,
α
α
α
α
α ,, %
, % , %
24 10 10
4 24 10 0 424
3 2
1
⋅ ⋅
= ⋅ =
−
−α
23.17. dGrau de ionização aumenta
Concentração diminui
Permanece inalterada
Constante de ionização
2aK Diluição=↑ α ⋅ ↓
23.18. e2
bK Diluição=↑ α ⋅ ↓
Permanece inalterada
23.19. Ki = α2∙ Ki = (1,35 ∙ 10–2)2 ∙ 0,1Ki = 1,8 ∙ 10–5
Ki = α2 ∙ 1,8 ∙ 10–5 = α2 ∙ 0,01α = 4,24%
23.20. a) HCN(aq) + H2O(n) H3O+(aq) + CN– (aq)b) [H+] = α ∙
[H+] = 8 ∙ 10–3 ∙ 10–2 ∙ 10–1
[H+] = 8 ∙ 10– 6 mol ∙ L–1
([H+] = [H3O+])
Como são ácidos fortes admite-se que o α = 100% e nesses casos é só multipli-car a concentração do ácido pelo índice de hidrogênio.
= ⋅
= ⋅
= ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
= ⋅
= ⋅
−
−−
−
+
+
1
4 104 10 1
2 102 1
1
8
2
8 2
4
mol L
K
KH
Ha
a α
α
α
α[ ]
[ ] 00 1 2 104 4 1− − −⋅ = ⋅ ⋅
mol L
Grau de ionização
α = 3,53%
c) Ki = α2 ∙ Ki = (8 ∙ 10–5)2 ∙ 10–1
Ki = 6,4 ∙ 10–10
(Ka = 6,4 ∙ 10–10)
2 3Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D
Aula 2424.01. a
H CCOOH aq H aq H CCOO aq3 3( ) ( ) ( )
+ −+Adição HCℓ = adição H+, o equilíbrio se desloca para a esquerda (no sentido dos reagentes).
24.02. eH CCOOH aq H aq H CCOO aq3 3( ) ( ) ( )
+ −+Adição de NaOH (base de Arrhenius), consome (retira) H+, deslocando o equilíbrio para a direita, sentido dos produtos, com isso há um aumento na concentração de acetato (H3CCOO–).
24.03. aHA aq( ) ( ) ( )amarelo azul
H aq A aq� ���� � � ����+ −+
Para surgir ou intensificar a cor amarela temos que deslocar esse equilíbrio para a esquerda, para tanto basta adicionar H+ (um ácido) a esse equi-líbrio.
24.04. eHA aq( ) ( ) ( )amarelo azul
H aq A aq� ���� � � ����+ −+
Para surgir ou intensificar a cor azul, temos que deslocar esse equilíbrio para a direita. Para tanto, basta retirar H+ adicionando uma base como o NaOH.24.05. e
Para deslocar esse equilíbrio para a direita, temos que consumir H+. Para tanto, temos que adicionar uma base como hidróxido de sódio (NaOH).24.06. c
+ −
=
+
Ácido em solução aquosa sistema em equilí
HA(aq) H (aq) Ac
brio
(aq)Adicionando acetato de sódio (NaAc), aumentamos a concentração de acetato (íon comum ao equilíbrio) deslocando o equilíbrio para a esquerda aumentando a [HAc] e diminuindo [H+].
24.07. b2 24
22 7
22CrO aq H aq Cr O aq H Oamarelo alaranjado
− + −+ +( ) ( ) ( ) ( ) n
1) CORRETO. Adição de H+, desloca o equilíbrio para a direita intensificando a cor alaranjada.2) INCORRETO. Como explicado em 01).3) CORRETO. Adição de OH– consome H+, deslocando o equilíbrio para a esquerda intensificando a cor amarela.4) INCORRETO. Como explicado em 01) e 03).
24.08. dA adição de uma substância solúvel com íon comum desloca o equilíbrio, porém não altera o valor da constante de equilíbrio (Ka).A constante de equilíbrio só altera se houver mudança na temperatura.
24.09. a2 24
22 7
2CrO aq H aq Cr O aqcromato dicromato
− + −+( ) ( ) ( )� ������� �� �������� + H O2 ( )n
Para deslocar no sentido do ânion dicromato (para a direita) basta adicionar um ácido como o HCℓ (ácido clorídrico).24.10. e
H n aq H aq n aqincolor vermelho
I I( ) ( ) ( )� ����� � � ����+ −+
Para aumentar a intensidade da cor (deslocar para a direita), temos que consumir H+ e, portanto, deve ser adicionada uma base como o NH3.NH g H O NH OH aq NH aq OH aq3 2 4 4( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ ++ −n
24.11. b
3 2 2 2 3 2 2CH CH NH (aq) + CO (g) CH CH NHCO (aq) H (aq) calor Exovol gaso
Para reverter o processo deslocar o equilíbrio p
so zero vo
ara a esquer
l gasos1
d
1
a
o
− +− − − − + +
=
→
a) ↑P→ desloca no sentido do menor volume gasoso, portanto, para a direita.b) ↑ T desloca no sentido endotérmico, como a reação direta é exotérmica o equilíbrio se desloca para a esquerda.c) Catalisadores não deslocam o equilíbrio.d) Adição CH3 – CH2 – NH2, desloca o equilíbrio para a direita.e) Adição de base como NaOH, consome H+, deslocando o equilíbrio para a direita.
24.12. cH PO aq H O HPO aq H O aq2 4 2 4
23
− − ++ +( ) ( ) ( ) ( )n
I. INCORRETO. O sulfato de sódio (Na2SO4) não tem íon comum ao equilíbrio e não reage com nenhum dos participantes dessa reação. Logo, sua adição não desloca esse equilíbrio.
II. INCORRETO. Adicionando ácido sulfúrico, estamos aumentando a [H3O+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda.III. CORRETO. A adição de KOH, uma base, há o consumo de H3O+, deslocando esse equilíbrio para a direita, porém como não houve mudança na
temperatura, a constante de equilíbrio permanece inalterada.
4 5Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D
24.13. eCa PO OH s Ca aq PO aq OH aq5 3
2435 3( ) ( ) ( ) ( ) ( )
+ − −+ +
Adição de H+ consome OH– deslocando esse equilíbrio para a direita (desmineralização) aumentando [ ] [ ].Ca e PO243+ −
24.14. cCa H O N Mg
verdeH C H O N
incolor55 72 5 4 55 74 5 42� ����������� �� �����+ +
���� + +Mg2
Para recuperar ou intensificar a cor verde temos que adicionar ao sistema uma substância para reagir (consumir) H+ e assim deslocar o equilíbrio para a esquerda.Das alternativas é o bicarbonato de sódio (NaHCO3).
24.15. b
H n H O H O n
Cor A Cor B
I I+ +
⇓ ⇓
+ −2 3
Espécies não ionizadas
Espécies ionizadas
a) Vinagre = adição de H3O+ desloca para a esquerda (cor A), no sentido das espécies não ionizadas.b) Amoníaco (NH4OH(aq) = adição de OH– = consome H3O+ deslocando o equilíbrio para a direita (cor B) no sentido das espécies ionizadas.
24.16. ePara adquirir a cor rosa, temos que adicionar uma substância que consuma H3O+, portanto uma base das alternativas o NH4OH.
24.17. aA SO s A aq SO aqn n2 4 3
3422 3( ) ( ) ( ) ( )
+ −+A adição de sulfato de sódio (Na2SO4) aumenta a [ ]SO 4
2− (íon comum) deslocando esse equilíbrio para a esquerda precipitando Aℓ2(SO4)3(s).24.18. a
A adição de NaOH aumenta a [OH–] deslocando o equilíbrio para a esquerda diminuindo a [HCℓO].24.19. c
HInd aq H aq Ind aqamarelo azul
( ) ( ) ( )
+ −+
a) A adição de ácido acético aumenta a [H+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda, cor amarela.b) A adição de amônia (NH3) em solução forma o NH4OH, uma base, consumindo H+ e deslocando esse equilíbrio para a direita, cor azul.c) A adição de HCℓ em solução aumenta a [H+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda, cor amarela.
24.20. a) Local de absorção Aspirina p-aminofenol
estômago alta baixa
intestino baixa alta
Explicação:O texto diz que a absorção é melhor quando a substância apresenta carga nula.
• Aspirina é um ácido fraco, logo o equilíbrio pode ser representado por:
HA(aq) H + A
aspirina
+ ( ) ( )aq aq−
A melhor absorção é na forma de HA, portanto o equilíbrio deve ser deslocado para a esquerda logo em meio ácido, ou seja, no estômago.
• p-aminofenol é uma base fracaBOH(aq) B + OH
p-amino fenol
+ ( ) ( )aq aq−
Para melhor absorção o equilíbrio deve ser deslocado para a esquerda, logo em meio básico (intestino).b) Deve ser uma substância neutra.
4 5Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D
1Extensivo Terceirão – Química 8E
Aula 22
Aula 23
22.01. cO GLP é, basicamente, uma mistura de propano e butano.
22.02. cPor meio da destilação podem ser obtidos os principais derivados do petróleo.
22.03. aH2O + CO2 → H2CO3
22.04. eO cracking consiste numa série de reações que quebram as molé-culas grandes, transformando-as em produtos de maior interesse.
22.05. cA combustão é uma reação muito violenta; no caso de combustí-veis orgânicos, os produtos são moléculas com apenas um carbono (CO2) e vapor-d’água.
22.06. aAs hidroelétricas transformam a energia potencial gravitacional da água contida nas represas em energia elétrica.
22.07. dO petróleo cru contém sólidos e água.
22.08. 07 (01, 02, 04)O álcool etílico não é obtido a partir do petróleo. O petróleo bra-sileiro não tem a quantidade necessária de todas as suas frações.
22.09. bConforme aumenta a massa molecular, aumenta o ponto de ebu-lição.
22.10. aConforme aumenta a cadeia carbônica, aumenta a massa molecu-lar e, consequentemente, aumenta o ponto de ebulição.
22.11 eO craqueamento (cracking) catalítico transforma as frações pesa-das do petróleo em frações mais leves.
22.12. cA ruptura de ligações químicas absorve energia.
22.13. cOs hidrocarbonetos mais leves sofrem combustão mais facilmente.
22.14. c1) O querosene é uma mistura (principalmente de hidrocarbone-
tos). 4) O craqueamento quebra as moléculas grandes, formando molécu-
las menores.
22.15. eComo a combustão quebra a cadeia carbônica, produzindo CO2 (molécula com apenas um carbono), o número de moléculas au-menta. Além disso, o gás, em alta temperatura (reação exotérmica), sofre uma expansão.
22.16. bPara cada caminhão são 1000 km rodados, 250 L de óleo diesel consumidos (200 kg). Pela diferença entre o teor de enxofre nos dois óleos, isto significa 300 g de enxofre a menos. Pela estequio-metria da reação, isto corresponde a 600 g a menos de SO2.
22.17. dHouve uma redução de 13000 ppm para 50 ppm (0,4 %).
22.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)22.19. e
Relação entre a massa de carbono e a de hidrogênio: metano = 3, etano = 4.
22.20. Craqueamento (ou “cracking”) é uma série de processos químicos que consiste na quebra das moléculas grandes encontradas nas frações mais pesadas do petróleo, com a finalidade de aumentar a quantidade das frações mais leves, pois essas apresentam grande interesse econômico e tecnológico.
22.21. a) Aproximadamente entre 150°C e 200°Cb) 3 e 4 carbonos (propano e butanos).c) O craqueamento é um processo químico que permite quebrar
cadeias carbônicas grandes (mais pesadas) em cadeias menores (mais leves). Essa técnica permite a obtenção de frações na faixa dos combustíveis, tais como gasolina, querosene, óleo diesel, etc.
22.22. A equação de reação de combustão completa do iso-octano é dada por:
C H O CO H O8 18 2 2 2252
8 9+ → +
Mas o que se pede é a reação com o ar (uma mistura de N2 e O2).
12,5 mols O2 21% nar 100%
∴ nar = 59,5 mols∴ nN2
= 47 mols
Logo:
C8H18 + 59,5 ar → 8 CO2 + 9 H2O + 47 N2
23.01. cAlém dessas 3 fontes, a energia eólica também é considerada re-novável.
23.02. cO biogás é obtido pela fermentação anaeróbica de compostos or-gânicos.
23.03. b23.04. e
23.05. eO metano possui um alto poder calorífico e o gás sulfídrico tem cheiro desagradável (ovo podre).
23.06. eO metano também pode ser obtido pela decomposição anaeróbi-ca de matéria orgânica (biogás, pântanos) e também é encontrado em minas de carvão.
Resoluções 8EQuímica
2 Extensivo Terceirão – Química 8E
23.07. 21 (01, 04, 16)O consumo de gás natural cresceu nas últimas décadas, principalmen-te por motivos ambientais, pois, geralmente, ele tem menos enxofre que os derivados do petróleo.
23.08. bEm condições ambiente, o GNV é gasoso, mas a gasolina é líquida (enorme diferença entre as densidades).
23.09. cCombustão completa de hidrocarbonetos produz gás carbônico e vapor-d’água. Além disso, a combustão é uma reação exotérmica.
23.10. F – F – V – V – Va) 1 C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O
Portanto, 675 kJ por mol de CO2 produzido.b) 1 C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Para gases, a proporção molar é igual à proporção volumétrica: para a gasolina são necessários 12,5 mols de oxigênio por mol de combustível, enquanto que para o etanol são necessários 3 mols.
23.11. cCH3OH + 3/2 O2 → 1 CO2 + 2 H2OC4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2OC8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H 2O
23.12. bHá 1200 L de metano (50 mols) que, queimados, liberam 4,5 ∙ 104 kJ.
23.13. aAs concentrações elevadas de compostos orgânicos nessas águas consomem o oxigênio dissolvido (condição anaeróbica). A partir daí ocorrem várias reações produzindo gases como H2S (HS– em solução) e CH4, sendo o metano o principal produto formado na decomposição anaeróbica de matéria orgânica.
23.14. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)23.15. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)23.16. 16
H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O23.17. 04) (C6H10O5)n + 3 n H2O → 3 n CH4 + 3 n CO2
A combustão é exotérmica. Os compostos orgânicos costumam sofrer combustão, independentemente da estrutura das suas mo-léculas.
23.18. c10 CH4 + 20 O2 → 10 CO2 + 20 H2O1 C14H30 + 21,5 O2 → 14 CO2 + 15 H2O
23.19. e Il) Pelo diagrama, a combustão de 1 mol de CO (28 g) libera 280 kJ.
23.20. a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O CO2 + O2 → X
b) H2S: – odor desagradável – poluente (SO2 e SO3 ⇒ chuva ácida)
23.21. a) m d V g cm cm= ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅−0 740 45 103 3 3,
m g= ⋅33 3 10 3,
m kg= 33 3,
b) Como o H2 libera 3 vezes mais energia por unidade de massa, con-cluímos que a massa de H2 necessária para liberar o mesmo que 33,3 kg de gasolina será 1/3 dessa massa, ou seja, 11,1 kg.
Vmd
gg cm
= =⋅⋅ −
111 100 071
3
3,
,
V cm= ⋅156 10 3 3
V L=156
c) PVmM
RT= ⋅
Vm R T
P M=
⋅ ⋅⋅
Vg
Pa mmol K
K
Pa g mol=
⋅ ⋅⋅⋅⋅
⋅
111 10 8 31 298
10 2 02
33
5
, ,
, /
V m=136 3
Aula 2424.01. a
Uma tonelada de cana-de-açúcar produz 70 litros de álcool.24.02. a
No mundo, a energia com origem na biomassa não é a dominante.24.03. c
A gasolina é formada principalmente por hidrocarbonetos (com-postos apolares).
24.04. eA combustão do hidrogênio produz água. A gasolina é uma mistu-ra, principalmente, de hidrocarbonetos.
24.05. bO milho contém amido, um polissacarídeo, enquanto que a cana contém sacarose, um dissacarídeo.
24.06. dO craqueamento transforma moléculas grandes em moléculas menores.
24.07. 06 (02, 04)O etanol é um composto que não reage com hidrocarbonetos. A fuligem é devida ao carbono formado na combustão incompleta.
24.08. dO álcool combustível é o etanol hidratado. A gasolina e o óleo die-sel também são soluções.
24.09. dO esquema I é a rota do etanol e o II é a do metanol.
24.10. bNa caldeira ocorre a reação de combustão. A condensação é ape-nas uma mudança da fase gasosa para a fase líquida.
24.11. aA sustentabilidade está, principalmente, em produzir energia usan-do os resíduos do próprio processo.
24.12. aComparação interessante, com conclusões diretas da tabela.
24.13. 63 (01, 02, 04, 08,16, 32)24.14. 21 (01, 04, 16)
Em 50 mL de “gasolina”, com 24% em volume de álcool, há 38 mL de gasolina “mesmo” e 12 mL de etanol. Assim, a gasolina que está de acordo com a Medida Provisória deve ter um volume da fase aquosa igual a 62 mL. O etanol é solúvel na água pois, além de possuir uma certa polari-dade, faz ligações de hidrogênio com ela.
3Extensivo Terceirão – Química 8E
24.15. aTomando-se como base 100 km na cidade:• álcool: 100 km ÷ 6,9 km/L → 14,49 L x R$ 2,50 → R$ 36,23.• gasolina: 100 km ÷ 9,8 km/L → 10,20 L x R$ 3,40 → R$ 34,69. Tomando-se como base 100 km na estrada: • álcool: 100 km ÷ 8,1 km/L → 12,34 L x R$ 2,50 → R$ 30,86. • gasolina: 100 km ÷ 11,3km/L → 8,84L x R$ 3,40 → R$ 30,08 Logo, nas condições abordadas, é mais vantajoso financeiramen-te utilizar a gasolina como combustível, tanto na cidade como na estrada. Em termos de poluição ambiental por CO2 o etanol (produzido a partir da cana-de-açúcar) é menos poluente que a gasolina pois, durante o cultivo, a cana-de-açúcar (que gerou o etanol) faz fo-tossíntese e absorve o CO2 da atmosfera. A combustão do etanol libera CO2 absorvido durante o cultivo da cana-de-açúcar, o que faz com que o etanol seja considerado um combustível renovável. No caso da gasolina, a formação do petróleo ocorreu milhões de anos atrás, o que faz com que ela seja considerada um combustível fóssil.
24.16. eNas condições ambiente o hidrogênio e o propano são gases, en-quanto que a gasolina e o etanol são líquidos.
24.17. c1 C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2OC2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
24.18. 15 (01, 02, 04, 08)O maior hidrocarboneto da gasolina é o decano. O ponto de ebuli-ção do éter etílico é menor que o do etanol.
24.19. c220 1
110 0 5
km h
km x x h∴ = ,
1 100
0 5 50
h L
h y y L, ∴ =
1 0 8
50 40
L kg
L z z kg
,
∴ =
Massas molares em g/mol: C2H5OH: 46; CO2: 44.
C H OH O CO H O
g g
kg t
2 5 2 2 23 2 3
46 2 44
40
+ → +⋅
t = 76,5 kg24.20. 14 (02, 04, 08)
Como a constante de equilíbrio é maior que 1, o item “04” está cor-reto.
24.21. a) Vamos representar a gasolina (mistura de hidrocarbonetos) pela fórmula molecular C8H18 ∙ CH3 – (CH2)6 – CH3 molécula apolar O álcool apresenta a fórmula estrutural: CH3 – CH2 – OHA mistura dos dois é homogênea, porque haverá interação di-polo instantâneo-dipolo induzido entre as cadeias hidrocarbô-nicas.
CH3 – (CH2)6 – CH3 ........ CH3 – CH2 – OH
força de dispersão de London(tipo de força de Van der Waals)
A mistura de etanol e água é homogênea, pois haverá fortes in-terações entre as moléculas do álcool e da água, do tipo ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio.
H – O ........ HO – CH2 – CH3
H ligação de hidrogênio
b) Água e gasolina são líquidos imiscíveis, formando duas fases. O álcool é mais solúvel na água que na gasolina. A gasolina é me-nos densa que a solução de água e álcool.
Gasolina com uma pequenaquantidade deálcool
Álcool e água
24.22. Energia liberada na combustão de 1 g de metano (CH4):
1 mol de metano 213 kcal
16 g
→↓ ↓
213 kcal1g x
x = 13,3 kcal
Energia liberada na combustão de 1 g de etanol (C2H5OH):
1 mol de etanol 327 kcal
46 g
→↓ ↓
327 kcal1g y
y = 7,11 kcal
Sob o ponto de visita energético o combustível mais vantajoso é o metano, pois possui maior poder calorífico (energia liberada por massa de combustível).
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