físico-química

18
QUÍMICA
c) Misturas de soluções do mesmo tipo
PARTE II
C1 
FÍSICO-QUÍMICA
RESUMO TEÓRICO
C1 V1  C 2 V2
V1  V2
ou
Mf 
M 1 V1  M 2 V2
V1  V2
TERMOQUÍMICA
SOLUÇÕES
ENTALPIA DE UM SISTEMA (H)
Saturada  = C.S.
Insaturada  < C.S.
Supersaturada  > C.S.
OBSERVAÇÃO
A entalpia de um sistema pode ser conceituada como
sendo o conteúdo energético do sistema.
Mede-se nas transformações químicas a variação de entalpia.
H = HP - HR
Curvas de solubilidade:
OBSERVAÇÃO
 Classificação
Toda substância simples:
 no estado físico mais estável a 25 ºC.
 na forma alotrópica mais comum.
 a 25 ºC e 1 atm.
tem H = zero
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
Absorvem calor do meio
Os produtos têm entalpia maior que os reagentes
H > 0
EXEMPLO
H2 + I2 + 12kcal  2HI ou H2 + I2  2HI, H = 12 kcal
Analisando o gráfico, observamos que a 10 ºC:
 Uma solução contendo 20g de KNO3 em 100g de
H2O é saturada.
 Uma solução contendo 25g de KNO3 em 100g de
H2O é supersaturada.
 Uma solução contendo 20g de KNO3 em 100g de
H2O é insaturada.
 Formulário básico
a) Concentrações
Concentração Comum C 
Molaridade M 
Porcentagens
m (g )
V( L)
m
MM.V( L )
% P – m soluto / 100g solução
% V – v soluto / 100mL solução
% – m soluto / 100mL solução
Fração Molar (x) X A 
nA
n TOTAL
ppm  m(g) soluto / 106g solução
b) Diluições C1V1 = C2V2
ou M1V1 = M2V2
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
Desprendem calor para o meio
Os produtos têm entalpia menor que os reagentes
H < 0
EXEMPLO
1
H 2  O 2  H 2 O  68,4 kcal
2
ou
1
H 2  O 2  H 2 O, H  68,4 kcal
2
19
TIPOS DE ENTALPIA
Entalpia ou calor de formação é o calor envolvido na
formação de 1 mol de substância a partir dos seus elementos no estado padrão.
EXEMPLO
2C(S) + 3H2(g) + 1/2O2(g)  C2H5OH(); H = -66,35 kcal
Entalpia ou calor de combustão é o calor liberado na
combustão completa de 1 mol de substância.
QUÍMICA
Considerando uma orientação apropriada da colisão, vem a
definição:
Energia de ativação é a energia cinética mínima e
suficiente para que uma colisão entre moléculas reagentes
seja efetiva, isto é, resultante na formação dos produtos.
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE
UMA REAÇÃO QUÍMICA
a) Natureza dos reagentes
Quanto mais fortes as ligações químicas nos reagentes,
maior a energia de ativação (EA), menor deverá ser o
número de colisões efetivas e menor será a velocidade
da reação.
Lembre-se de que a energia de ligação é para se “quebrar” as ligações entre os átomos dentro das moléculas
reagentes, “desmontando-as”.
EXEMPLO
C2H5OH() + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O() ; H = -327 kcal
LEI DE HESS
A variação da entalpia de uma transformação só depende
dos estados inicial e final do sistema, não importando as
etapas intermediárias por acaso existentes.
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação é a energia absorvida na ruptura de 1
mol de ligações entre dois átomos, no estado gasoso, a
25 ºC e a 1 atm.
O H de uma reação é o saldo entre a energia absorvida
para quebrar ligações nas moléculas reagentes e a energia
liberada para formar as novas ligações nas moléculas dos
produtos.
CINÉTICA QUÍMICA
Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que nela influem.
As reações químicas podem acontecer a velocidades muito
diferentes.
VELOCIDADE MÉDIA DE REAÇÃO
Definimos velocidade média de reação de B da seguinte
B
.
forma: Vm 
t
TEORIA DAS COLISÕES
O postulado básico dessa teoria é:
Para ocorrer uma reação química é necessário haver
colisões apropriadas entre as moléculas reagentes.
O postulado quer dizer que “nem toda colisão entre as
moléculas reagentes resulta em uma reação química
(formação de produtos)”.
Existem dois fatores que controlam a possibilidade de
ocorrer reação numa colisão:
1o fator: Energia de ativação (EA).
2o fator: Geometria (orientação) da colisão.
Em outras palavras: se as moléculas que “colidem” não
possuírem suficiente energia (associada à velocidade da
molécula) e/ou não ocorrer um choque numa posição
favorável, não haverá reação química.
Ligações
mais fortes e
maior energia
de ligação...
... maior EA
e menor no
de colisões
efetivas...
... menor
velocidade
de reação.
Estados de subdivisão do reagente sólido
b)
Superfície de contato
Reações em meio heterogêneo
Ao aumentarmos o estado de subdivisão de um reagente sólido, isto é, ao triturarmos o reagente sólido,
aumentamos a sua superfície de contato com os outros
reagentes gasosos, líquidos ou aquosos:
Maior
superfície
de contato...
... maior no
de colisões
(inclusive
efetivas)
... maior
velocidade
de reação.
... maior no de
moléculas com
energia > EA e
maior no de
colisões
efetivas...
... maior
velocidade
de reação.
c) Temperatura
Maior
temperatura e
maior Ec
média das
moléculas...
d) Pressão
Somente influi na velocidade de reação se algum dos
reagentes for gasoso. Considerando, em um certo instante, a temperatura e o número de moles gasosos constantes, o aumento de pressão implica diminuição do
volume, então:
Aumento da
pressão em
sistema com
gás...
... aumento da
concentração
de reagente
gasoso...
... maior
velocidade
de reação.
20
Exemplo de gráfico da variação da concentração dos reagentes e produtos numa reação reversível.
e) Concentração dos reagentes
Maior
concentração
de reagentes...
QUÍMICA
... maior
número de
colisões
(inclusive
efetivas)...
... maior
velocidade
de reação.
Lei de Guldberg Waage
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
aA + bB  cC
V = K . [A]x [B]y
É conseguida pelo quociente K 
f) Catalisador
[Pr odutos]
. Seu valor
[Re agentes]
varia com a temperatura.
Abaixa a EA...
... maior no de
moléculas com
energia > EA e
maior no de
colisões
efetivas
... maior
velocidade
de reação.
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de reação e não é consumido por ela (massa do
catalisador permanece constante).
O catalisador oferece à reação um novo caminho para
se processar, com menor energia de ativação (EA); aumenta o número de colisões efetivas e, como conseqüência, temos um aumento na velocidade de reação.
OBSERVAÇÃO
Na sua expressão, substâncias sólidas não participam.
TIPOS DE CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
a) Kc  utilizando a concentração molar dos participantes.
KC 
[C] c [D] d
[A] a [B] b
b) Kp  utilizando a pressão parcial que o componente
gasoso exerce no equilíbrio.
KP 
[PC ] c [PD ] d
[PA ] a [PB ] b
OBSERVAÇÃO
Só participam os componentes gasosos. Kc e Kp só dependem da temperatura, sendo que Kp = Kc (RT)n.
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
O H da reação não se altera com a ação do catalisador.
“Quando se altera um dos fatores que influencia o equilíbrio, este se desloca no sentido de anular a alteração provocada.”
Assim, temos:
FATORES
EQUILÍBRIO QUÍMICO
OPERAÇÃO
adição de reagente
CONCEITO
adição de produto
Estuda os processos reversíveis.
aA + bB
CONCENTRAÇÃO
cC + dD
No equilíbrio: V1 = V2
[A], [B], [C] e [D] = constantes
Gráfico das variações das velocidades das reações direta e
inversa até o equilíbrio.
retirada de
reagente
retirada de
produto
aumento de
pressão
PRESSÃO
diminuição de
pressão
TEMPERATURA
aumento de
temperatura
diminuição de
temperatura
DESLOCAMENTO
sentido dos
produtos
sentido dos
reagentes
sentido dos
reagentes
sentido dos
produtos
sentido
diminuição do
volume
sentido do
aumento do
volume
sentido da reação
endotérmica
sentido da reação
exotérmica
21
As espécies mais reativas que o hidrogênio apresentam
um potencial de oxidação maior que zero, enquanto as
mais nobres, um potencial de oxidação menor que zero.
EQUILÍBRIO IÔNICO
a) Ionização dos ácidos
Ka 
EXEMPLOS
H3O+ + A–
HA + H2O
HO  A 

-
Ka 
ou
HA 
QUÍMICA
H  A 


HA 
Quanto maior o Ka, mais forte o ácido.
Li  Li+ + e–
Zn  Zn+2 + 2e–
H2  2H+ + 2e–
Cu  Cu+2 + 2e–
Ag  Ag+ + e–
Eo = 3,00 volts
Eo = 0,76 volt
Eo = 0,00 volt
Eo = –0,34 volt
Eo = –0,80 volt
Os potenciais de redução correspondem ao inverso das
semi-reações de oxidação.
b) Dissociação das bases
M+ + OH–
MOH
Kb 
M  OH 


MOH 
Quanto maior o Kb, mais forte será a base.
c) Produto de solubilidade
AXBY H2O xA+ + yB–
- Y
Quanto maior KPS, mais solúvel é o sal.
d) Ionização da água
+
H2O
H + OH
–
  OH 
Kw  H
x
Li+ + e–  Li
Zn+2 + 2e–  Zn
2H+ + 2e–  H2
Cu+2 + 2e–  Cu
Ag+ + e–  Ag
Eo = –3,00 volts
Eo = –0,76 volt
Eo = 0,00 volt
Eo = 0,34 volt
Eo = 0,80 volt
b) Pilhas
Artefato que converte energia química em energia
elétrica através de uma reação de oxi-redução espontânea.
  B 
K PS  A
 X
EXEMPLOS
-
Pilha de Daniell
A pilha de Daniell é constituída de duas semicélulas:
uma contendo uma placa de zinco metálico mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, outra com
uma placa de cobre mergulhada em uma solução de
sulfato de cobre, ambas ligadas por uma ponte salina.
Kw = produto iônico da água a 25 ºC (Kw = 10–14)
e) pH e pOH
pH = –log[H+] e pOH = –log[OH–]
pH + pOH = 14
   
   
   
Ácido : H   OH -  pH  7


Meio  Neutro : H   OH -  pH  7

Básico : H   OH -  pH  7

ELETROQUÍMICA
É a parte da Química que estuda a relação entre energia
química e energia elétrica.
a) Potencias de oxidação e redução (Eº)
Indicam a tendência que um átomo tem a perder ou
receber elétrons e é avaliado tomando-se o hidrogênio
como padrão, cujo potencial adotou-se como zero.
H2  2H+ + 2e–
E ooxi = 0 volt
2H+  2e–  H2
E ored = 0 volt
 Sentido dos elétrons no fio
Os elétrons caminham do eletrodo de menor
potencial de redução para o maior. Na pilha de
Daniell, do zinco para o cobre
 Pólos da pilha
– Positivo (cátodo): pólo onde chegam os elétrons
(maior potencial de redução – cobre)
– Negativo (ânodo): pólo de onde saem os elétrons
(menor potencial de redução – zinco)
 Voltagem inicial das pilhas
V = maior Eo – menor Eo
 Variação de massa das placas
A placa cujo metal sofre oxidação tem sua massa
diminuída (zinco), enquanto naquela em que ocorre
redução (cobre) há um aumento de massa.
22
c) Eletrólise
Ao contrário das pilhas, aqui a energia elétrica é
utilizada para promover uma reação de oxi-redução,
portanto é um processo não espontâneo.
QUÍMICA
Segunda lei: Para uma mesma quantidade de
eletricidade, a massa de substância em um eletrodo é
proporcional ao seu equivalente grama (E).
OBSERVAÇÃO
Um equivalente grama de substância é a massa de
substância formada quando a carga que atravessa a
solução for equivalente a 1 mol de elétrons (6,02 x 10 23
elétrons). Tal carga é denominada 1 faraday (F). Um
faraday é igual a 96.500 coulombs.
Assim:
1 mol de (e–) = 1F = 96500C  deposita 1 equivalente grama
Na prática, o equivalente grama do elemento eletrolisado pode ser determinado como:
Eletrólise ígnea – a substância a ser eletrolisada se
encontra fundida.
E=
massa molar
nox
EXEMPLO
OBSERVAÇÃO
Eletrólise ígnea do NaC
Cubas em série – para cubas em série, o número de
equivalentes produzidos em todas as cubas é o mesmo,
pois a corrente e os tempos são os mesmos para todas
elas.
NaC  Na+ + C–
Cátodo: Na+ + e–  Nao
Ânodo: C–  1/2C2
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
Eletrólise aquosa – a substância é eletrolisada em meio
aquoso. Neste caso deve-se considerar:
Se o cátion proveniente
do eletrólito for dos grupos 1A, 2A ou A
Se o ânion proveniente
do eletrólito for oxigenado ou fluoreto
01. O diagrama a seguir representa as curvas de solubilidade de alguns sais em água.
Vai o H+ da água para
o cátodo (pólo –), liberando H2(g)+.
Vai o OH– da água
para o ânodo (pólo +),
liberando O2(g).


EXEMPLO
Eletrólise do NaC em solução aquosa
vai para o ânodo
NaC 
Na

H+
H2O
+
vai para o cátodo
+
+
-
C
A partir do diagrama e com base nos conhecimentos
sobre a solubilidade dos sais em água, pode-se
afirmar:
OHpermanece na cuba (em
solução)
As Leis de Faraday – avaliam a massa de substância
eletrolisada.
Primeira lei: A massa de substância formada em um
eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de
eletricidade (Q) que atravessa a solução.
m  Q (Q = it)
i = intensidade de corrente, em ampères
t = tempo, em segundos.
(01) O NaNO2 é o mais solúvel dos sais apresentados.
(02) A 35 ºC, o KC e o NaC apresentam igual
solubilidade em água.
(04) O NaC é menos solúvel que o CaC2 a temperatura ambiente.
(08) Adicionando-se 70g de KCO3 a 200g de água,
a 70 ºC, teremos uma solução saturada com
corpo de fundo.
(16) Resfriando-se 100 g de solução do NaNO2,
saturada, a 30 ºC, até 10 ºC, haverá precipitação
desse sal.
23
(32) Uma solução contendo 6,9 g de NaNO2 em
500 mL, a temperatura ambiente, apresenta concentração de 0,2 mol/L.
(64) Se à solução citada na proposição anterior forem
adicionados 500 mL de água destilada, sua nova
concentração será de 0,02 mol/L.
QUÍMICA
04. O hidrogênio molecular pode ser obtido, industrialmente, pelo tratamento do metano com vapor de
água. O processo envolve a seguinte reação endotérmica.
CH4(g) + H2O(g)
02. Em relação aos aspectos energéticos envolvidos nas transformações químicas, pode-se afirmar que:
(01) O calor da reação C(diamante) + O2(g)  CO2(g) a
25 ºC e 1 atm corresponde ao calor padrão de
formação do CO2(g).
(02) Na equação 2C(g) + 3 H2(g)  C2H6 + 20 kcal, se
a produção de etano, C2H6, for da ordem 3 mols,
o H da reação será + 60 kcal.
(04) Dados os H 0f :
SO2(g) = – 71 kcal/mol
SO3(g) = – 94 kcal/mol
Então na reação de 128 g de SO2(g) com O2(g),
segundo a equação SO2(g) + 1/2 O2(g)  SO3(g),
há liberação de 46 kcal de energia.
(08) A partir das equações:
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O() : H = – 68 kcal
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(g) : H = – 58 kcal
verificamos que a vaporização de 1 mol de água
líquida absorve 10 kcal de energia.
(16) Considerando os seguintes dados:
LIGAÇÃO
H–H
C–H
C–C
C=C
ENERGIA DA LIGAÇÃO
(kcal/mol de ligação)
104
99
83
147
na reação H2C = CH2(g) + H2(g)  H3C – CH3(g)
há obsorção de 30 kcal de energia por mol de
hidrogênio consumido.
03. As afirmações adiante referem-se às reações químicas e ao fatores que afetam a sua velocidade. Selecione as afirmações verdadeiras.
(01) Todas as colisões intermoleculares redundam
em reações químicas.
(02) Em geral, uma reação lenta tem energia de
ativação baixa.
(04) A queima em presença de O(g) é mais rápida que
em presença de O2(g).
(08) A pulverização de sólido não influi na velocidade de suas reações.
(16) Para a reação X + Y  Z realizada a 20 ºC,
obteveram-se 3g de Z em 8 minutos. Se a
mesma reação for realizada a 40 ºC, obter-se-á
mesma quantidade de Z em 32 minutos.
(32) O catalisador cria um novo caminho para a reação com menor H.
1
2
CO(g)
+
3H2(g)
Com relação ao sistema em equiilíbrio, pode-se afirmar corretamente, que:
(01) A presença de um catalisador desloca o equilíbrio no sentido (2).
(02) Se CO(g) for removido do sistema em equilíbrio,
haverá um aumento na concentração do CH4(g).
(04) Um aumento na concentração do H2(g) delocará
o equilíbrio no sentido (2), diminuindo o valor
da constante de equilíbrio.
(08) Um aumento da pressão deslocará o equilíbrio
no sentido (1).
(16) Um decréscimo de temperatura provocará uma diminuição na concentração do CH4(g).
(32) Um aumento de temperatura aumentará o valor
da constante de equilíbrio (Kc).
(64) Se a uma temperatura T o valor da constante de
equilíbrio para a reação for Kc = 3,1 x 10 8, pode-se afirmar que após estabelecido o equilíbrio,
em sistema fechado, as concentrações de CH4(g)
e H2O(g) serão muito grandes.
05. A tabela a seguir apresenta alguns sistemas aquosos e os
correspondentes valores aproximados de pH, a 25 ºC.
MATERIAL
suco gástrico
suco de limão
suco de laranja
suco de tomate
café preto
água de chuva
pH
1
2
3
4
5
6
Julgue os itens seguintes:
(01) O pOH do suco gástrico é 6.
(02) No suco de laranja, a concentração dos íons
H3O+ é aproximadamente 10–3 mol/L.
(04) No suco de limão, a concentração dos íons H3O+
é duas vezes maior que a do suco de tomate.
(08) A água de chuva é mais ácida que o café preto.
(16) Adicionando-se água ao suco de limão haverá
diminuição do pH.
24
06. Considere a pilha esquematizada a seguir:
ESQUEMA 1
QUÍMICA
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. (UFBA) O gráfico abaixo apresenta as curvas de solubilidade de duas substâncias.
Pilha de Cr/Cu
Potenciais padrão:
Cu+2 + 2e-  Cu0
Cr+3 + 3e-  Cr0
E0 = +0,34 volt
E0 = –0,74 volt
Da análise do gráfico, dos conhecimentos sobre propriedades dos compostos iônicos e da tabela periódica, pode-se afirmar:
(01) A 20 ºC, KNO3 é mais solúvel que K2CrO4.
ESQUEMA 2
(02) A 40 ºC, as concentrações em mol/L de KNO3 e
K2CrO4 são iguais.
[Eletrólise do NiSO4 em solução aquosa]
(04) A solubilidade de uma substância química é a
massa limite, em gramas, dessa substância que
se dissolve em 100 g de um solvente, a uma
determinada temperatura.
(08) Soluções de KNO3 e K2CrO4 conduzem corrente elétrica.
(16) O átomo de potássio tem maior tamanho e menor energia de ionização que o átomo de sódio.
Julgue os itens a seguir:
(01) Em 1, o eletrodo de cromo é o cátodo.
(02) Em 1, a lâmina de cobre diminuirá sua massa
com o funcionamento da pilha.
(04) A força eletromotriz da pilha em 1 é de 0,40 V.
(08) Em 2, há liberação de gás oxigênio no ânodo.
(16) Em 2, níquel metálico deposita-se no cátodo.
(32) Em 2, a solução torna-se básica ao fim da
eletrólise.
(64) Em 2, uma quantidade de eletricidade equivalente a 0,1 faraday deposita 29,5 g de níquel
metálico sobre o cátodo.
(32) Resfriando-se uma solução saturada de K2CrO4
até 0 ºC, a massa desse sal que permanece
dissolvida é de aproximadamente 50g/100g de
água.
(64) Acima de 40 ºC, K2CrO4 é mais solúvel que
KNO3.
02. Os freqüentadores de bares dizem que vai chover
quando o saleiro entope-se. De fato, se o cloreto de
sódio estiver impurificado por determinado haleto
muito solúvel, este absorverá vapor de água do ar,
transformando-se numa pasta, que causará o entopimento.
A solubilidade das substâncias é uma importante propriedade para se entender diversos fatos do nosso dia-a-dia. O gráfico a seguir, por exemplo, mostra como
varia com a temperatura as quantidades de alguns sais
capazes de saturar 100 cm3 de água.
25
QUÍMICA
(01) A dissolução do KBr(s) em água pode ser representada por KBr(s) + nH2O()  K+ (aq) + Br–(aq).
(02) A solubilidade do KBr em água é de 104g/100g
H2O, a 100 °C.
(04) O sistema A representa uma solução super
saturada de KBr em H2O.
(08) O sistema B é uma solução saturada de KBr em
H2O.
(16) O processo de dissolução do KBr em água é
endotérmico.
(32) Aquecendo-se o sistema C, ele apresentar-se-á
homogêneo, à temperatura de 100°C.
04. A tabela a seguir apresenta a concentração, em diversas unidades, de três soluções.
Com base no gráfico e nos conhecimentos sobre as
soluções aquosas e suas propriedades, pode-se afirmar;
(01) A 25°C, o cloreto de cálcio é um haleto capaz
de produzir o entopimento do saleiro descrito no
texto.
(02) O mais solúvel dos sais apresentados no gráfico
é o NaNO3.
(04) Adicionando-se 150 g de cloreto de magnésio a
200 cm3 de água a 55 ºC, obíém-se uma solução
supersaturada do referido sal.
(08) A solubilidade do KNO3 varia mais acentuadamente com a temperatura que a solubilidade do
NH4C.
(l6) Adicionando-se 200g de NH4C a 200 cm3 de
água a 70 °C, haverá dissolução de apenas 40%
do sal.
(32) Resfriando-se uma solução aquosa de KNO3,
saturada, a 60 °C, até 20 °C, haverá precipitação
desse sal.
03. (UFBA) Uma massa de 150g de KBr(s) foi adicionada a 100g de H2O, a 100 °C; apenas uma parte do
sal dissolveu-se (sistema A). Após separação, por
filtração, dos componentes do sistema A, mantido a
100°C, foram obtidos 46g de KBr(s) e o filtrado
constituiu o sistema homogêneo B. Este, ao ser resfriado, evidenciou o aparecimento de cristais, cuja
quantidade aumentava com o abaixamento de temperatura.
Sobre o processo abaixo, pode-se afirmar:
150 g
KBr(g)
100g H2O
100 ºC
100 ºC
100 ºC
00 ºC
SOLUÇÃO
I) HC
II) Mg (OH)2
III) Na OH
CONCENTRAÇÃO
20 g/L
2 mol /L
10 ppm
Julgue as proposições
(01) A concentração molar da solução I é menor que
1 mol/L.
(02) A massa de Mg(OH)2 presente em 100 mL da
solução II é de 5,8g.
(04) Em 200g da solução III há aproximadamente
2 x 10–3 g de NaOH.
(08) Em 100 mL da solução II há aproximadamente
4 mols de OH–.
(16) Para neutralizar 100 mL da solução I gasta-se
maior volume da solução III que da solução II.
05. Com base nos conhecimentos sobre as formas de se
expressar a concentração de uma solução, pode-se
afirmar:
(01) A concentração molar de uma solução indica a
massa de soluto dissolvida em cada 1 L de
solução.
(02) Se a concentração de mercúrio nas águas de um
rio é 5,0  10–5 mol/L, então em 250 mL dessa
água há aproximadamente 2,5 mg desse metal.
(04) O vinagre, uma solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, a 5% em volume, contém 5 mL
desse ácido em 100 mL de água.
(08) A molaridade de uma solução a 8% de NaOH é
igual a 2 mol/L.
(16) Uma solução 0,01 mol/L sacarose, C12H22O11, é
mais concentrada que uma solução 3,42 g/L da
mesma substância.
(32) Na diluição de uma solução 4,9 g/L de H2SO4,
observa-se uma diminuição na sua molaridade.
26
06. (FUVEST-SP) Um caminhão-tanque tombou e derramou 400 litros de ácido sulfúrico de concentração
6,0 mol/L para dentro de uma lagoa. Para amenizar
os danos ecológicos decidiu-se adicionar bicarbonato
de sódio à água da lagoa. Calcule a massa mínima,
em kg, de bicarbonato de sódio necessária para reagir
com todo o ácido derramado.
(Massa molar do NaHCO3 = 84 g/mol)
QUÍMICA
09. O diagrama abaixo representa as variações de entalpia
para as interconversões de água no estado gasoso, no
estado líquido e as substâncias formadoras.
Reação:
H2SO4 + 2NaHCO3  Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
Obs.: Para responder, divida o resultado por 10 e
aproxime para o número inteiro mais próximo.
07. (UFBA) Respiração e fotossíntese são processos
opostos de vital importância para os seres vivos. O
processo de respiração pode ser representado por
C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O + Energia
(Glicose)
Com base nas informações acima, pode-se afirmar:
(01) Respiração é uma reação de combustão.
(02) Na fotossíntese, as plantas usam dióxido de
carbono do ar atmosférico para produzir açúcares, ente outras substâncias.
(04) A fotossíntese é uma reação de oxidação.
(08) Durante a respiração, um mol de oxigênio forma
seis moles de dióxido de carbono.
(16) A respiração é um processo exotérmico.
08. Uma experiência química muito interessante consiste
em reagir Ba(OH)2 com NH4SCN num recipiente de
vidro colocado sobre um pedaço de madeira previamente molhado. A água congela e o recipiente fica
preso à madeira.
Analisando o diagrama, é correto afirmar que:
(01) o H de formação da água líquida, a partir de
suas substâncias formadoras, é dado por F;
(02) A representa um processo endotérmico;
(04) o valor de D pode ser obtido por (E – A) e
corresponde à energia fornecida à H2O(g) para
levá-la a H2O();
(08) a variação de entalpia para a obtenção de água
na fase gasosa a partir das suas substâncias
formadoras é maior que para obtê-la no estado
líquido, a partir dos gases hidrogênio e
oxigênio, uma vez que a quantidade de energia
de uma amostra de água na fase líquida é maior
que quando essa mesma a mostra está na fase
gasosa;
(16) E é o valor do H de vaporização da água
líquida;
(32) E e F são, numericamente, idênticos, porém
representam processos endotérmico e exotérmico, respectivamente.
10. Considerando-se as equações a 25°C e 1 atm:
I)
II)
C(grafite) + 2S(rômbico)  CS2(); H = 21 kcal
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(); H = – x
e conhecendo-se os valores do calor padrão de
formação a seguir:
Com base nos conhecimentos referentes ao calor
envolvido nas reações químicas, é correto afirmar
que:
COMPOSTO
H of (kcal/mol)
CH4(g)
CO2(g)
–18
–94
(01) a água congela, porque a reação que ocorre no
recipiente é endotérmica.
(02) a quantidade de água congela, independente da
quantidade dos reagentes colocados no recipiente.
(04) a entalpia dos produtos dessa reação é maior
que a dos reagentes.
(08) a reação que ocorre no recipiente pode ser
representada pela equação
H2O()
–68
Ba(OH)2 + 2NH4SCN  Ba(SCN)2 + 2NH4OH; H < 0.
(16) se o recipiente utilizado fosse uma garrafa termica, haveria maior quantidade de água congelada ao final da reação.
(32) o H da reação corresponde à entalpia de formação do NH4OH.
pode-se afirmar:
(01) O efeito resultante da reação (I) é denominado
entalpia de formação.
(02) Na reação (I) a entalpia dos produtos é menor
que a dos reagentes.
(04) Se na reação (I) fosse usado S (monoclínico) em
lugar do S (rômbico), o H seria maior que
21 kcal.
(08) O valor do H da reação (II) é igual a 212 kcal.
(16) Quando, pela reação (II), são queimados 8g de
CH4(g), liberam-se 106 kcal.
(32) A reação (II) pode ser usada como fonte de
energia.
27
11. (UFBA) As reações químicas envolvem energia. Nos
automóveis, a fonte de energia é a queima de certos
compostos orgânicos. A tabela abaixo fornece os
valores de calor padrão de combustão, a 25°C, de
alguns compostos orgânicos.
COMPOSTO
Hº combustão (kcal . mol–1)
CH3OH()
– 173,6
C2H3OH()
– 326,7
C8H18()
– 1320,6
Com base nessas informações e nos conhecimentos
sobre reações químicas, pode-se afirmar:
(01) A combustão da gasolina é uma reação química
que libera energia.
(02) A combustão completa da gasolina produz
dióxido de carbono, água e energia.
(04) A combustão completa de um mol de octano
produz 16 moles de dióxido de carbono.
(08) O calor envolvido na combustão completa de
57g de octano é igual a -660,3 kcal.
(16) A combustão de um mol de metanol libera mais
energia que a combustão de um mol de etanol.
(32) A equação CH3OH() + 3/2O2(g)  CO2(g) +
+ 2H2O() representa a reação de combustão
incompleta do metanol.
12. O sulfeto de carbono, CS2, é um líquido incolor, tóxico, utilizado como solvente de alguns materiais,
cuja entalpia padrão de formação pode ser determinada com base nas equações termoquímicas
I)
II)
III)
QUÍMICA
13. (UFBA) Em relação aos aspectos energéticos envolvidos nas transformações químicas, pode-se afirmar:
(01) O calor da reação C(diamanto) + O2(g)  CO2(g), a
25 °C e 1 atm, corresponde ao calor padrão de
formação do dióxido de carbono.
(02) O calor da reação N2(g) + O2(g)  2NO(g), a 25 °C e
1 atm, corresponde ao calor padrão de formação
do óxido nítrico.
(04) Um sistema não adiabático que necessite de
energia para se transformar fará o ambiente ao
seu redor perder calor.
(08) A energia de ligação C – H, no metano, é igual a
+ 415,5 kJ de acordo com a equação termoquímica C(g) + 4H(g)  CH4(g) ; H = –1662 kJ.
(16) O valor de H de uma transformação depende
exclusivamente do estado físico dos reagentes.
(32) Uma transformação química, para poder ser
utilizada como fonte energética, tem necessariamente H < 0.
14. Assinale as afirmativas corretas.
(01) Em geral, a velocidade das reações aumenta
com o aumento de temperatura.
(02) A velocidade de uma reação pode ser aumentada aumentando-se as condições dos reagentes.
(04) A velocidade de uma reação é determinada pela
velocidade da etapa mais rápida do mecanismo.
(08) Os sólidos, quando reagentes, tornam as reações
extremamente rápidas.
(16) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação alta.
(32) A subdivisão de um sólido aumenta a velocidade de suas reações.
(64) O aumento de pressão em reações com reagentes gasosos diminui a velocidade da reação.
15. A adição de HC ao eteno ocorre em duas etapas e é
um processo exotérmico:
A) H+ + CH2 = CH2  CH3CH 2 (lenta)
B) CH3 CH 2 + C–  CH3 CH2 C (rápida)
Considerando-se essas informações, pode-se concluir:
Julgue os itens a seguir.
a) A entalpia-padrão da formação do sulfeto de carbono é 84 kJ.
b) As reações representadas em I, II e III ocorrem
com absorção de calor.
c) O enxofre rômbico é a forma alotrópica mais
estável do elemento químico enxofre.
d) O calor de formação da grafite é igual ao do
diamante.
e) A variação de entalpia de uma reação química é
igual à soma das entalpias-padrão de formação de
reagentes e de produtos, de acordo com a Lei de
Hess.
(01) A energia de ativação da etapa A é menor que a
da etapa B.
(02) A cada colisão de H+ + CH2 = CH2 corresponde
a formação de CH3CH 2 .
(04) Aumentando-se a concentração de CH2 = CH2,
aumenta-se a velocidade da reação.
(08) A velocidade de reação é determinada pela
etapa A.
(16) A reação pode ser representada pelo diagrama:
Energia
A
B
Produtos
Reagentes
Coordenada da Reação
28
16. O gráfico abaixo representa a reação A + B  C + D
QUÍMICA
18. Para a reação em equilíbrio:
H2O(g) + C(s)
CO(g) + H2(g); H = +130 kJ/mol
(01) os produtos têm mais energia que os reagentes.
(02) o seu diagrama de energia é:
Com base nos conhecimentos sobre equilíbrio
químico, pode-se afirmar:
(01) A reação está em equilíbrio, o que é demonstrado pelo trecho da curva de I a II.
(02) A reação está em equilíbrio, o que é
demonstrado pelo trecho da curva de II a III.
(04) Se a reação está em equilíbrio, isto significa que
há 50% dos reagentes e 50% dos produtos
coexistindo simultaneamente.
(08) A velocidade da reação no sentido da formação
dos produtos e na reação inversa é sempre a
mesma, quando a reação estiver em equilíbrio.
(16) Para que uma reação entre em equilíbrio, é
necessário que as concentrações iniciais dos
reagentes sejam idênticas.
17. (UFBA)
(04) a expressão da constante de equilíbrio é
CO H 2 
Kc 
H 2 O
(08) um aumento de pressão favorece a formação de
CO e H2.
(16) uma diminuição de temperatura aumenta o valor
da constante de equilíbrio Kc.
19. (UFBA) CH3COO (aq ) + H2O()
+
Entalpia de formação H of (kcal/mol)
CH4(g)
H2O(g)
CO(g)
–17,9
–57,8
–26,4
CH4(g) + H2O(g)
1
2
Considere a equação acima, que representa um
sistema em equilíbrio a 25 ºC, e a constante de
ionização do ácido etanóico igual a 1,8 x 10 –5.
Com base nos conhecimentos sobre equilíbrio
químico, pode-se afirmar:
(02)
(04)
CO(g) + 3H2(g)
Com base na reação acima, nas informações da tabela
e nos conhecimentos sobre compostos orgânicos e
equilíbrio químico, pode-se afirmar.
CH3COOH(aq) +
OH–(aq)
(01) A relação
COMPOSTOS
1
2
(08)
(16)
(32)
(64)
[CH 3 COOH ][ OH  ]
representa a
[CH 3 COO  ]
constante de equilíbrio.
Alterando-se as concentrações dos reagentes e
dos produtos, o valor da constante Kc não se
modifica.
O equilíbrio depende da pressão exercida sobre
o sistema.
CH3COOH é um ácido forte.
Adicionando-se NaOH(aq) ao sistema, o
equilíbrio desloca-se no sentido 1.
Uma solução aquosa de CH3COONa é básica.
H2O atua como ácido de Brönsted-Lowry.
(01) CH4 apresenta estrutura de geometria tetraédrica.
(02) A reação é exotérmica.
(04) Aumenta-se a conversão do CH4(g) no equilíbrio
elevando-se a temperatura do sistema reacional.
(08) A quantidade de calor envolvida na reação é
igual a –102,1 kcal/mol de CH4(g)
(16) A reação em equilíbrio não sofre influência da
pressão.
(32) Adicionando-se vapor de água ao sistema reacional, o equilíbrio será deslocado no sentido 2.
(64) O calor envolvido numa reação química é devido à diferença entre as energias de formação e
quebra de ligações.
20. (UFBA) Uma das características dos sistemas químicos em equilíbrio é a interconversão reagentes e produtos, manifesta na versibilidade. O gráfico representa, em mol/L a variação na concentração de A e de
B, no sistema A
2B, em função do tempo.
29
Com base nas informações do gráfico e nos conhecimentos sobre equilíbrio químico, pode-se afirmar:
(01) A constante de equilíbrio depende da temperatura.
(02) No equilíbrio, a concentração dos reagentes é
igual à dos produtos.
(04) No gráfico, o equilíbrio do sistema é atingido no
instante t2.
(08) O valor da constante de equilíbrio é aproximadamente igual a 0,11 mol/L.
(16) No sistema em equilíbrio, CH3COOH(aq) +
+ H 2O (  )
CH3COO (aq ) + H3O (aq ) , a adição
de NaOH diminui o pH.
21. A tabela abaixo apresenta os valores de produtos e
solubilidade em água, determinados a 25°C, para as
diversas substâncias
SUBSTÂNCIA
PRODUTO DE
SOLUBILIDADE
AgI
8,3 x 10–17
AgBr
5,3 x 10–13
AgC
1,8 x 10–10
AgIO3
3,0 x 10–8
AgBrO3
5,3 x 10–5
Com base na tabela, pode-se afirmar:
(01) O mais solúvel desses sais é o AgI.
(02) O cloreto de prata é mais solúvel em água que o
iodato de prata.
(04) Uma solução saturada de iodeto de prata
apresenta menor concentração de íons Ag+ que
uma solução saturada de brometo de prata.
(08) Dissolvendo-se cloreto de sódio sólido em uma
solução saturada de cloreto de prata, aumenta-se
o produto de solubilidade do cloreto de prata.
(16) Dissolvendo-se KC numa solução saturada de
AgC, ocorrerá precipitação de cloreto de prata.
22. (UNB) A determinação da acidez ou basicidade de
uma solução pode ser realizada por meio de um
peagâmetro ou por meio de substâncias denominadas
indicadores ácido/base. Uma grande parte dos
indicadores são ácidos orgânicos fracos que podem
ser representados genericamente por HIn. A
classificação da substância como sendo ácida ou
básica é possível devido à diferença de cor das
espécies HIn e Im–, de acordo com o equilíbrio a
seguir:
HIn(aq)
H+(aq) + In–(aq)
cor A
cor B
Com base nas informações anteriores, indique a soma
das proposições verdadeiras:
(01) Se adicionarmos um pouco desse indicador a
suco de limão, a solução apresentará a cor A.
(02) HIn não é um ácido de Arrhenius.
QUÍMICA
(04) A expressão da constante de equilíbrio é
[H  ][ In  ]
e fornece uma informação
[HIn ]
quantitativa das espécies presentes.
(08) Quanto maior o número de hidrogênio na fórmula do ácido, maior sua força.
Ka 
23. (UFBA) Numa solução 0,001 M de um ácido forte
tipo HA, suas moléculas encontram-se totalmente
dissociadas,
(01) A concentração de [H+] é 10–5M.
(02) O pH da solução é 3.
(04) A solução conduz melhor a corrente elétrica que
outra 10–4M de ácido fraco.
(08) O pH da solução é básico.
(16) A diluição da solução em água diminuiria o pH.
24. Considere as duas soluções a seguir, que apresentam
moléculas totalmente dissociadas, para julgar as proposições seguintes:
Solução A
HC
0,001M
(01)
(02)
(04)
(08)
(16)
Solução B
NaOH
0,01M
T = 25 ºC
P = 1 atm
Em A, a concentração de [H+] é 10–5 M.
Em B, a concentração de [OH–] é 10–2M.
O pH da solução B é 2.
O pH da solução A é menor que 7.
Misturando-se volumes iguais das soluções A e
B, o pH resultante será 7.
25. Considere os seguintes equilíbrios iônicos e suas
constantes de equilíbrio a 25 ºC.
I)
II)
III)
IV)
Podemos afirmar:
(01) A solubilidade do CaCO3(s) em água é maior que
a do HgS(s).
(02) Pelo valor da constante em II, pode-se concluir
que após o equilíbrio ser estabelecido, em um
sistema fechado, as concentrações de Hg (aq ) e
de S (aq ) serão muito pequenas.
(04) O HF é um ácido mais fraco que o HCO.
(08) Para soluções equimolares de HF e HCO, esta
apresentará maior valor de pH.
(16) Adicionando-se fluoreto de sódio à solução III,
o pH da solução diminuirá.
30
(32) Uma solução aquosa de CaCO3 apresentará pH
menor que 7, a 25 ºC.
(64) Considerando os dados do equilíbrio II, podemos afirmar que a solubilidade do HgS, a 25 ºC,
é 10–52 mol/L.
26. (UFBA) A respeito de equilíbrio iônico em soluções
aquosas, pode-se afirmar:
QUÍMICA
29. As pilhas comumente vendidas no comércio para uso
em lanternas, rádios e outros aparelhos eletrônicos
constituem-se fundamentalmente de uma cápsula de
zinco, uma solução aquosa de eletrólitos (ZnC2 +
+ NH4C), dióxido de manganês e um bastão de
grafite. A figura abaixo representa um corte
longitudinal de uma dessas pilhas:
(01) Uma solução cujo pOH é 8, a 25 ºC, tem caráter
alcalino.
(02) Uma solução cujo pH é 3, a 25 ºC, apresenta
1,0 x 10–11 moles/litro de íons OH–.
(04) Adicionando-se 1 L, de uma solução de pH = 3
do ácido forte HA a 1L de uma solução de pH = 9
da base forte MOH, a solução resultante será
ácida.
(08) O produto [H+]  [OH–] = 1,0 x 10– 14 é uma
constante, tanto para a água pura a 25 ºC, quanto para as soluções ácidas ou básicas.
(16) Se, a determinada temperatura, Kw = 1,0 x 10–16,
então uma solução de pH = 8 será alcalina.
Durante o funcionamento dessa pilha, ocorrem as
seguintes reações:
Zn(S)  Zn2+(aq) + 2e–
2MnO2(s) + 2 NH 4( aq ) + 2e–  Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O()
27. Considere o esquema:
Julgue os itens que se seguem:
Quantas vezes a [H+] da
solução B é maior que a
[H+] da solução A?
1L solução
4g NaOH
+99LH2O
Solução A
Solução B
Divida o resultado por 20.
28. (UFRR) Dados os potenciais de oxi-redução a seguir,
Ag+ + 1e–  Ag
Eo = 0,80 V
Fe2+ + 2e–  Fe
Eo = –0,44 V
A3+ + 3e–  A
Eo = –1,66 V
Cu2+ + 2e–  Cu
Eo = 0,34 V
é correto afirmar que:
(01) Mn4+ é agente redutor.
(02) Durante o funcionamento da pilha, o fluxo de
elétrons ocorre no sentido grafite  zinco.
(04) O zinco é o cátodo da pilha.
(08) A quantidade de Zn2+ diminui durante o funcionamento da pilha.
(16) A reação total da pilha é: Zn(s) + Mn2O3(s) +
+ 2NH3(aq) + H2O(s)
Zn2+(aq) + 2MnO2(s) +
+ 2NH+4 + 4e–.
(32) A pilha cessará seu funcionamento quando o
MnO2 for totalmente consumido.
30. (UFPR) O circuito elétrico indicado na figura foi
fechado durante um certo tempo, verificando-se,
então o depósito de 1,08g de prata em um dos
cátodos.
(01) uma pilha formada por um eletrodo de ferro em
contato com uma solução contendo íons Fe2+ e
um eletrodo de prata em contato com uma
solução contendo íons Ag+, ligados por uma
ponte salina, apresenta um potencial padrão de
+ 1,24V.
(02) na mesma pilha da proposição anterior, acorrerá
a oxidação da prata, com formação de Ag+.
(04) a reação 2Ag + Fe2+  2Ag+ + Fe é espontânea.
(08) uma lâmina de alumínio mergulhada em uma
solução 1 mol/L de CuSO4 apresentará a formação de um depósito de cobre metálico sobre ela.
(16) o alumínio (A) é um redutor mais forte que o
ferro (Fe).
Quando isso ocorreu:
(01) a massa do outro cátodo aumentou de 0,318g.
(02) circulou pela célula 965 coulombs.
(04) a concentração dos íons prata na solução
diminuiu.
(08) as concentrações de íons NO 3 e SO 4 não se
alteraram.
(16) o pH de ambas as soluções é 7.
31
QUÍMICA
FUNÇÕES ORGÂNICAS
PARTE III
QUÍMICA ORGÂNICA
RESUMO TEÓRICO
CARBONO / CADEIAS
HIBRIDIZAÇÃO
C
sp3
C
sp2
C
saturado
insaturado
sp
C
C
ou
TIPOS DE CARBONOS




Primário – ligado a apenas 1 C.
Secundário – ligado a 2 C.
Terciário – ligado a 3 C.
Quaternário – ligado a 4 C.
CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS
Cadeia Carbônica
Aberta ou Acíclica
ou Alifática
Quanto à
Natureza
Quanto à
Disposição
dos C
Fechada ou
Cíclica
Quanto à
Saturação
nãoaromática
Aromática
Homogênea
Heterogênea
Saturada
Insaturada
Reta ou normal
Ramificada ou arborescente
Quanto ao
número de ciclos
SÉRIES ORGÂNICAS
Série homóloga – é um conjunto de compostos
pertencentes à mesma função química e que apresentam
moléculas que diferem entre si em um ou mais grupos
CH2.
EXEMPLOS
CH4, C2H6, C3H8
Quanto à
Natureza
Homogênea ou homocíclica
Heterogênea ou hterocíclica
Monocíclica ou Mononuclear
Policíclica ou Polinuclear
Série isóloga – é um conjunto de compostos cujas
moléculas diferem entre si em um ou mais pares de átomos
de hidrogênio.
Quanto à
Quanto ao
número de ciclos Saturação
EXEMPLOS
Monocíclica ou Mononuclear
Policíclica ou Polinuclear
Saturada
Insaturada
C2H2, C2H4, C2H6
Série heteróloga – é um conjunto de compostos
pertencentes a diferentes funções, formados por moléculas
derivadas do mesmo hidrocarboneto.
EXEMPLOS
C2H6, C2H5 OH, CH3COOH
32
PRINCIPAIS RADICAIS
QUÍMICA
OBSERVAÇÃO
Número de isômeros
Ativos  2n (n = C* diferentes)
Inativos  2n – 1
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
 PF e PE
1) Quanto maior massa molecular  maiores PF e PE.
OBSERVAÇÃO
A ramificação diminui os PF e PE.
2) Pontes de H (H  FON) aumentam PF e PE.
SOLUBILIDADE EM ÁGUA
ISOMERIA
Isômeros são subslâncias com a mesma fórmula
molecular e estruturas diferentes.
Hidrocarbonetos – Por serem apolares, não se misturam bem com a água.
Pontes de H – Aumentam a solubilidade em H2O
TIPOS
OBSERVAÇÃO
a) Isomeria Plana
Quanto maior a cadeia carbônica, menor a solubilidade em
água.
 De cadeia – mesma função, com cadeias diferentes.
 De posição – mesma função e mesmas cadeias, com
diferentes posições de insaturações ou radicais.
 De compensação ou Metameria – mesma função,
com diferentes posições dos heteroátomos.
 De função – funções diferentes.
 Tautomeria – funções diferentes que coexistem em
equilíbrio.
 Caráter ácido/básico
CARÁTER ÁCIDO
Ácido carboxílicos > Fenóis > Álcoois
OBSERVAÇÃO
EXEMPLOS
O aumento da cadeia carbônica diminui a acidez do
composto.
Aldeído  Enol
Cetona  Enol
CARÁTER BÁSICO
b) Isomeria espacial
Geométrica ou cis-trans
Aminas (Bases orgânicas)
OBSERVAÇÃO
Aminas alifáticas são bases mais fortes que as aminas aromáticas.
CARÁTER ANFÓTERO
Quando apresentam características ácidas e básicas.
ÓPTICA
Desvio da luz polarizada.
Caso principal – presença de carbono assimétrico (C*)
R2
|
R1 – C* – R3 (R1  R2  R3  R4)
|
R4
EXEMPLO
Aminoácidos
OBSERVAÇÃO
Estado físico dos hidrocarbonetos:
Gasosos  1 a 4 C
Líquidos  5 a 16 C
(Naftaleno (10 C) = Sólido)
Sólido  mais de 16 C
33
REAÇÕES ORGÂNICAS
QUÍMICA
3. ALCENOS COM HALETOS DE HIDROGÊNIO
Alcenos + HX  Adição
Tipos de reações orgânicas:
OBSERVAÇÃO
a) Adição
Na reação com HBr, em presença de peróxido, o H vai
para o C menos hidrogenado.
CH3 – CH = CH2 + HBr
PERÓXIDO
b) Eliminação
CH3 – CH – CH2
|
|
H
Br
4. COM H2O
a) Hidratação: adição de água
Alceno + H2O  Álcool
c) Substituição
b) Hidrólise: água provoca quebra das moléculas
Éster + H2O  Ácido carboxílico + álcool
OBSERVAÇÃO
A reação inversa é a esterificação.
PRINCIPAIS REAÇÕES
5. DESIDRATAÇÃO (RETIRADA DE H2O)
Éter (intermolecular)
l. HIDROGENAÇÃO
Álcool
Composto insaturado + H2  Composto saturado
Lembre-se:
Tirar H  C menos hidrogenado
Colocar H  C mais hidrogenado
Alceno (intramolecular)
6. OXIDAÇÃO
KMnO4 + H2SO4
Com [O]
K2Cr2O7 + H2SO4
2. HALOGENAÇÃO
Cadeia saturada (troca-se H por halogênio)
Cadeia insaturada (adiciona-se halogênio)
 3 e 4  Adição
Ciclanos 
 5 e 6  Substituição
Aromáticos benzeno
Adição
+ X2
Substituição
Derivados
Substituição em R
+ X2
Substituição no núcleo
OBSERVAÇÃO
o/p  átomo ou radical saturado
Dirigentes
m  radical insaturado
Álcoois / Aldeídos / Cetonas – a oxidação dos álcoois
é importante meio de preparação dos aldeídos, ácidos
carboxílicos e cetonas. Assim:
álcool primário  aldeído  ácido carboxílico
álcool secundário  cetona  não oxida
álcool terciário  não oxida
COM O2 (COMBUSTÃO)
A combustão é uma oxidação drástica, com destruição do composto. Tal reação pode, a depender da quantidade de oxigênio presente, ser de dois tipos.
Completa – quando o composto é queimado com suficiente oxigênio e em condições adequadas. Há produção
de CO2 e H2O.
Incompleta – quando o composto é queimado com
quantidade insuficiente de oxigênio. Neste caso, há produção de CO, paralelamente ao CO2, e às vezes até de
carbono sólido finamente dividido, chamado de carbono
coloidal ou negro fumo, de grande aplicação industrial
como matéria prima de tintas, papel-carbono, peneumáticos etc.
34
7. COM DERIVADOS HALOGENADOS
Devido à sua grande reatividade, os derivados
halogenados são muito usados para obtenção de vários
compostos orgânicos. Visando a facilitar o entendimento
dessas reações, considere que:
a) Halogênios (ametais) têm grande tendência a reagir
com metais ou hidrogênio;
b) A presença de álcool na reação funciona como uma
espécie de “desidratante”.
QUÍMICA
EXEMPLO
CH3 – COONH4 + HC  CH3 – COOH + NH4C
Em meio básico:
R – COONH4 + NaOH  R – COONa + NH4OH NH3 + H2O
EXEMPLO
CH3 – COONH4 + NaOH  R – COONa + NH3 + H2O
e) Obtenção do acetileno
C  C + 2H2O  HC  CH + Ca(OH)2
Vejamos então algumas dessas reações:
Ca
CH3 – CH2 – C + Mg ÉTER CH3 – CH2 – Mg – C
(Obtenção do reagente de Grinard)
2CH3 – C + 2 Na  2 NaC + CH3 – CH3
(Síntese de Wurtz)
O
CH3 – C
f) Polimerização
nR  (R)n
EXEMPLO
O
+
CH3  KBr + CH3 – C
O – K Br
O – CH3
CH3 – I + KCN  KI + CH3 – CN
CH3 – CH2 – Br + KOH(aq)  KBr + CH3 – CH2 – OH
CH3 – CH2 – Br + KOH
ÁLCOOL
KBr + H2O + CH2 = CH2
3HC  CH 
BIOQUÍMICA
1. GLÚCIDAS
a) Definição – são compostos de função mista poliá1coolaldeído ou poliá1cool-cetona.
b) Classificação – Oses (não sofrem hidrólise)
OUTRAS
a) Nitração
b) Hidróxidos alcalinos com ácidos carboxílicos formam
sal orgânico e água (reação ácido/base)
CH3 – COOH + NaOH  CH3 – COO– Na+ + H2O
c) Haletos de hidrogênio (HX) com aminas:
As aminas são bases orgânicas devido ao seu caráter
básico fraco, idêntico (NH3). Assim, elas reagem com
haletos de hidrogênio, produzindo sais de amônio quaternário:
EXEMPLOS
CH3 – NH2 + HC  [CH3 – NH3] + C–
(sal)
d) Hidrólise de amidas
A hidrólise de uma amida produz um sal de amônio:
R – CONH2 + H2O  R – COONH4
– Osídeos
H2O
Ose
Os osídeos sofrem hidrólise, resultando em oses.
Quando, por hidrólise, fornecem duas oses, são chamados
de dissacarídeos. Quando fornecem três oses, trissacarídeos; quando fornecem mais de três oses, polissacarídeos.
EXEMPLOS
EXEMPLO
CH3 – CONH2 + H2O  CH3 – COONH4
Em meio ácido ou básico, o sal de amônia formará
novos produtos, a saber:
Em meio ácido:
R – COOH4 + HC  RCOOH + NH4C
c) Estrutura das Oses
As oses podem ser consideradas derivadas de aldeídos glicéricos.
35
QUÍMICA
glicerídio + base forte  glicerina + sabão
Os sabões são misturas de sais e ácidos graxos; os
sabões mais comuns são os de sódio, de potássio são mais
moles e, alguns, até líquidos.
3. AMINOÁCIDOS / PROTEÍNAS
a) Definição e fórmula geral
Nas oses, usam-se as letras D ou L, conforme a
derivação do aldeído glicérico:
D – derivado do aldeído d glicérico
L – derivado do aldeído  glicérico
Aminoácidos são compostos de função mista amina e
ácido corboxílico.
Quanto ao poder rotatório, indicamos:
(+) dextrógiro
(–) levógiro
d) Fermentação
A fermentação da sacarose é o processo mais usado
no Brasil para a produção do álcool etílico.
b) Características químicas
Os aminoácidos são os compostos formadores das
proteínas. Elas se formam pela condensação de muitas moléculas de aminoácidos. Devemos salientar que os aminoácidos formadores das proteínas são sempre alfa-aminoácidos (MH2 preso em carbono vizinho de carboxila).
c) Ligação peptídica
2. LIPÍDIOS
a) Definição – são produtos naturais de origem animal ou
vegetal, em que predominam ésteres de ácidos graxos.
É a ligação existente entre duas moléculas de aminoácido, quando da sua condensação para a formação de
proteínas.
b) Classificação

Gordura
Glicérides 
Lipides 
Óleo

Cerídeos
CLICERÍDEOS
Glicerídeos são ésteres de ácidos graxos, com o glicerol:
ácido graxo + glicerol  glicerídeo + água
d) Caráter anfótero
Os aminoácidos apresentam caráter anfótero, já que
podem reagir com as bases, através de seu grupamento
ácido (COOH), e com os ácidos, através de seu grupamento básico (NH2).
Tal fato possibilita que um aminoácido, em solução
aquosa, reaja com ele próprio, originando um sal interno
conhecido como Zwitterion.
Na prática, um glicerídeo é gordura quando, em
temperatura ambiente, é sólido, e óleo quando for líquido.
Muitas vezes há interesse industrial em transformar
óleo em gordura. Para isso, basta efetuar a hidrogenação
catalítica do óleo. A margarina, por exemplo, é um produto
de hidrogenação de óleos vegetais.
REAÇÃO DE SAPONIFICAÇÃO
É a reação de um glicerídeo com bases fortes,
produzindo sabão.
PROTEÍNAS
Macromoléculas resultantes da condensação de
aminoácidos.
Assim: Proteína + H2O  Aminoácidos
As proteínas podem ser classificadas como:
Homoproteínas – formadas apenas por aminoácidos.
Heteroproteínas – formadas por uma cadeia de
aminoácidos ligada a um outro grupo diferente, chamado
grupo prostético. O grupo prostético pode ser lipido
(lipoproteína), uma glúcida (glicoproteína) etc.
36
a) Separação das várias frações do petróleo.
POLÍMEROS
São moléculas maiores formadas pela união de
moléculas menores (monômeros).
3H – C  C – H 
monômero
polímero
Temos dois tipos principais de polímeros:
a) Polímeros de adição (formados através de uma reação
de adição)
EXEMPLO
Polímero
QUÍMICA
Monômero
Usos
 Polietileno (CH2 = CH2)  plásticos, isolantes
elétricos...
 Poliestireno ( ––CH = CH)  espumas sintéticas,
isopor...
 Policloreto de Vinila (CH2 = CH)  tubos plásticos, isolantes elétricos...
|
C
 Poliacetato de vinila (CH3 – COOCH = CH2) 
tintas, adesivos, goma de mascar.
 Teflon (CF2 = CF2)  revestimento de panelas,
encanamentos, isolantes elétricos...
 Orlon (CH2 = CH)  lã artificial
|
CN
 Borracha (isopreno)  diversos
b) Polímeros de condensação (formados através de uma
reação de eliminação).
Naylon (Poliamida)  Ácido dicarboxílico + diamina
Poliéster  Ácido dicarboxílico + diálcool
OBSERVAÇÃO
1) Quando o polímero é formado a partir de monômeros diferentes, é denominado copolímero.
2) Os polímeros podem ainda ser classificados como:
– Termoplásticos  moldáveis com a variação de
temperatura, sem que perca a sua estrutura.
– Termofixos  resistentes a variações térmicas,
pois se descompõem por aquecimento.
PETRÓLEO/HULHA
É uma mistura de hidrocarbonetos. O gás natural que
acompanha o petróleo é constituído principalmente de metano, etano, propano e butano. Essa composição, enriquecida principalmente de metano, propano e butano, constitui
o gás engarrafado ou gás de botijão, usado como combustível domiciliar.
Por destilação fracionada:
Éter de petróleo: pentanos e hexanos
Bensina: hexanos e heptanos
Gasolina: octanos e nonanos, principalmente (C6 a C12)
Querosene: decanos e hexadecanos
Óleo diesel: acima de 16 carbonos
Parafina sólida: acima de 40 carbonos
b) Craeking
Processo que quebra de cadeias, em que um hidrocarboneto superior é transformado em hidrocarbonetos
menores.

Alcano Cadeia Grande  Alcano Cadeia Menor + alceno
c) Índice de octanos
Trata-se de uma escala que nos dá uma idéia da qualidade do combustível. O normal heptano, altamente
detonante, recebeu o valor zero, ao passo que o isoctano, pouco detonante, recebeu o valor 100. Os demais
combustíveis são analisados por comparação. Uma
gasolina com octanagem 80 tem a mesma resistência à
compressão que uma mistura de 80% de isoctano e
20% de n-heptano.
HULHA (CARVÃO DE PEDRA)
Fonte de hidrocarbonetos aromáticos. É no alcatrão
de hulha (uma das frações obtidas na destilação seca de
hulha) que se encontram os aromáticos. Outra fração é o
gás de rua, rico em CH4, H2 e CO.
EXERCÍCIOS GERAIS
01. Observe as fórmulas:
37
e analise as afirmações:
(01) Todas as fórmulas apresentadas são de hidrocarbonetos alicíclicos.
(02) A fórmula I revela uma cadeia carbônica alifática, ramificada e saturada.
(04) III é a fórmula de um composto orgânico de cadeia carbônica acíclica, normal e instaurada.
(08) Em II, só encontramos carbonos primários e
terciários.
(16) I, II e V possuem a mesma fórmula geral CnH2n,
embora nem todos sejam hidrocarbone-tos do
mesmo tipo.
(32) Enquanto a nomenclatura oficial de III é 2,2,4
trimeti14 etil pentano, a de II é tetraetil eteno.
(64) Oficialmente, V é o 2,3,4,4 tetrametil pentano,
enquanto IV é o 1-pentino
QUÍMICA
(16) um aldeído, pela substituição da hidroxila por
um átomo de hidrogênio.
(32) uma amina, se substituirmos o hidrogênio da
hidroxila por um grupamento amino, – NH2.
(64) um éster, pela substituição da hidroxila por um
radical alquila ou arila.
04. Em relação aos compostos orgânicos e suas propriedades, é correto afirmar:
OH
|
(01) O composto CH3 – C* – CH3 é aromático e
|
apresenta isomeria
C6H5 óptica.
O
(02) Os compostos CH3 – CH2 – C
02. (UFBA) O aspartame, principal componente de vários adoçantes dietéticos. é 160 vezes mais doce que a
sacarose.
H
e CH2 – CH2
|
|
CH2 – O
são isômeros de cadeia.
(SNYDER. p. 548. Tradução)
Analisando-se a estrutura do aspartame e dos seus
grupos funcionais, acima representada, pode-se afirmar:
(01) A cadeia principal apresenta heteroátomos.
(02) O carbono na posição 3 da cadeia principal é
terciário.
(04) O aspartame apresenta um grupo benzil.
(08) A estrutura do aspartame é cíclica e insaturada.
(16) A estabilidade do grupo – C6H5 é devida à ressonância.
(32) O aspartame apresenta caráter ácido e básico.
(64) Essa estrutura possui um grupo cetônico.
03. Os compostos orgânicos podem ser obtidos teoricamente a partir de outros, através de substituição ou
eliminação de partes de suas moléculas. Por exemplo,
do composto:
(04) Entre os isômeros de cadeia do C6H14, o mais
ramificado apresenta maior ponto de ebulição.
(08) C12H26, C3H8 e C42H84O2 apresentam-se, respectivamente, nos estados sólido, líquido e gasoso.
(16) Os compostos CH3COOH, CH3CH2OH e CH3 – O – CH3,
apresentam, nessa ordem, pontos de ebulição
crescentes.
(32) O propanotriol deve ser mais solúvel em água
que o propanol-1.
(64) O composto CH3 – CH – COOH tem caráter
anfótero.
|
NH2
05. (UFBA) Dadas as reações:
I) CH3CH2CH = CH2 + Br2  CH3CH2CHBrCH2Br
II) CH2 = CHCH3 + HBr  A
III) C11H23COOH + Na+OH–  [C11H23COO]– Na+ +
H2O
IV) CH3CH2CH2Br + K+OH–  CH3CH = CH2 +
K+Br– + H2O
V)
VI)
VII)
podemos obter:
(01) uma cetona, se substituirmos o grupamento hidroxila por qualquer radical alquila.
(02) um éter, se substituirmos um hidrogênio na hidroxila por qualquer radical alquila.
(04) um hidrocarboneto pela retirada de uma molécula de CO2.
(08) uma amida, pela substituição da hidroxila pelo
radical, – NH2.
pode-se afirmar:
(01)
(02)
(04)
(08)
(16)
(32)
(64)
I representa uma reação de adição.
O composto A é o 1-bromopropano.
III representa uma reação de esterificação.
IV representa uma reação de eliminação.
O composto B é o metilpropanoato de n-butila.
VI representa uma reação de substituição.
O composto C é um aldeído.
38
06. São alternativas corretas:
(01) Açúcares são compostos de função mista aldeído poliálcool ou cetona-poliálcool.
(02) Aminoácidos são compostos de função mista
amida-ácido carboxílico.
(04) Lipídios são essencialmente éteres de ácidos
graxos.
(08) Proteínas são polímeros de aminoácidos.
(16) Sabões são sais de ácidos graxos.
(32) O PVC, usado na fabricação de tubos para encanamento, é um polímero de adição.
(64) Os nylons resultam da condensação de diaminas
com dialdeídos.
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. (UFPR) A respeito dos compostos orgânicos, é correto afirmar que:
(01) podem ser sintetizados pelos organismos vivos,
daí a qualificação de orgânicos.
(02) são compostos de carbono, embora algumas
substâncias que contêm este elemento sejam estudadas também entre os compostos inorgânicos
(CO2, HCN etc.).
(04) a existência de um grande número de compostos
de carbono está relacionada com a capacidade
do átomo de carbono formar cadeias, associada
à sua tetra valência.
(08) nos compostos de carbono, o tipo de ligação
mais freqüente é a covalente.
QUÍMICA
03. A um átomo de carbono, ligamos um radical metil,
isobutil, vinil e isopropil, conforme esquema a seguir:
VINIL
|
METIL – C – ISOBUTIL
|
ISOPROPIL
Disso resultou um composto, a respeito do qual são
feitas as afirmativas a seguir. Selecione as verdadeiras:
(01) Apresenta fórmula molecular C11H22.
(02) Sua cadeia é classificada como homogênea, insaturada e ramificada.
(04) Em sua cadeia encontramos um total de cinco
carbonos primários, dois secundários, um terciário e um quaternário.
(08) Sua nomenclatura indicada pela IUPAC é 3,5
dimetil-3 isopropil-2 hexeno.
(16) É isômero de um ciclano de 11 carbonos em sua
estrutura.
(32) É um composto bastante solúvel em água.
(64) Apresenta-se gasoso à temperatura e pressão
ambiente.
04. Dadas as fórmulas dos compostos orgânicos:
I)
II)
(16) os compostos orgânicos são regidos por leis e
princípios próprios, não aplicáveis aos compostos inorgânicos.
III)
02. Considere os compostos orgânicos:
IV)
V)
assinale as corretas:
É correto afirmar que:
(01) em VI, encontramos dois carbonos primários e
um secundário.
(02) o composto III é aromático.
(04) V representa uma cadeia ramificada, insaturada
e heterogênea.
(08) o composto III tem fórmula molecular C6H5C.
(16) o composto II tem cadeia alifática, normal,
saturada e homogênea.
(32) os compostos I e II são isômeros.
(01)
(02)
(04)
(08)
(16)
(32)
I tem cadeia acíclica, insaturada e ramificada.
III e IV são compostos isômeros.
III é denominado vinil benzeno.
IV é um líquido solúvel em água.
V é um sólido.
A nomenclatura de II é 2,4,4-trimetil pentano.
05. A novacaína é um anestésico local usado mundialmente.
39
Analise a sua estrutura molecular e julgue as afirmações abaixo:
(01) Trata-se de uma molécula com propriedades básicas.
(02) Apresenta um grupamento éter.
(04) Apresenta um grupo cetônico.
(08) A sua estrutura apresenta 3 ligações duplas.
(16) O anel presente na estrutura é aromático, apresentando o fenômeno de ressonância.
(32) O grupo –NH2, presente na sua estrutura, é um
doador de elétrons.
QUÍMICA
(01) I é um álcool secundário e V, um álcool primário.
(02) II é o dimetil 2,2-pentanona-4.
(04) III e V podem reagir entre si, formando um éter.
(08) IV tem caráter ácido.
(16) VI é uma amina secundária.
08. (UFPR) A fenilefrina, cuja estrutura está representada
abaixo, é usada como descongestionante nasal por
inalação.
06. Considere as substâncias:
É correto afirmar que:
I)
(01) na sua estrutura existem duas hidroxilas alcoólicas.
(02) as funções existentes neste composto são: fenol,
álcool e amina.
(04) a função amina presente caracteriza uma amina
primária, porque só tem um nitrogênio.
(08) a função amina presente é classificada como
secundária.
(16) os substituintes no anel aromático estão localizados em posição meta.
II)
09. Algumas substâncias orgânicas possuem cheiro desagradável. Por exemplo, a putrescina e a cadaverina
são produzidas quando proteínas são decompostas
durante a putrefação de tecidos animais.
III)
H2N – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – NH2
putrescina
Pode-se afirmar:
(01) Os dois flavorizantes (substâncias que imitam
sabores de frutas) pertencem à função éter.
(02) Em III, encontramos as funções orgânicas fenol, éster e amina.
(04) O flavorizante de damasco é denominado butanoato de n-butila.
(08) O flavorizante de morango apresenta cadeia ramificada.
(16) As moléculas de III associam-se através de
pontes de hidrogênio.
(32) O carbono 1 da substância III é assimétrico.
07. Considere as fórmulas estruturais a seguir:
I)
IV)
II)
V)
III)
VI)
H2N – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – NH2
cadaverina
Essas substâncias apresentam as seguintes propriedades:
I) Quando HC aquoso é adicionado a elas, o odor
desagradável desaparece.
II) Suas soluções aquosas são ligeiramente básicas.
Julgue os itens:
(01) As substâncias putrescina e cadaverina são amidas.
(02) A putrescina e a cadaverina podem ser classificadas como compostos secundários dentro da
função a que pertencem.
(04) O nome oficial da putrescina é 1,4 dinitrobutano.
(08) A propriedade I corresponde à seguinte reação
geral, característica dos grupos funcionais presentes:
R – NH2(aq) + HC(aq)  R – NH 3 + C (aq )
(16) A propriedade II corresponde à seguinte reação
geral, característica dos grupos funcionais presentes:
R  NH2(aq) + H2O()
R – NH 3( aq ) + OH (aq )
40
QUÍMICA
10. (UFSC) Selecione a(s) opção(ões) cuja fórmula
estrutural corresponde ao nome apresentado
Com base nos compostos orgânicos representados e
nos conhecimentos sobre funções orgânicas e suas
propriedades, pode-se afirmar:
(01) CH3 – C = C – CH3, 2 metil 2 buteno
|
|
CH3 H
(01) Os compostos I e II são heterólogos.
(02) O composto III tem maior carácter ácido que o
VI.
(04) O composto V tem caráter anfótero.
(08) O composto IV é o metanoato de propila.
(16) O composto II tem menor ponto de ebulição
que o VI.
(32) O composto VI apresenta maior solubilidade em
água que o I.
(64) Os compostos II e VI são isômeros de posição.
(02)
(04)
13. (UFBA)
(08) CH2 – CH2 – CH3, 1 propanol
|
OH
Composto
(16)
(32)
(C2H5)2O
(C4H9)OH
34,6
117,7
III
C4H8
– 130,0
8,0
7,9
baixa
solubilidade
(01) I é éter.
(02) II é butana1.
(04) III apresenta somente átomos de carbonos saturados.
(08) III pode ser obtido a partir da desidratação de II
em meio ácido.
(16) II é mais solúvel em água que III, devido à
diferença de polaridade.
(32) A presença de pontes de hidrogênio justifica a
diferença do ponto de ebulição entre I e II.
(64) I, II e III são compostos cíclicos.
11. Dados os compostos:
CH3 – CH2 – COOH
C6H5 – NH2
CH3NH2
CH3 – CHC – COOH
CH3 – C(C)2 – COOH
Analise as proposições
(01) O composto II é mais básico que o III.
(02) O composto V é ácido mais forte que IV.
(04) O composto I se ioniza menos que o composto
IV, em solução aquosa.
(08) A ordem crescente de acidez dos compostos
apresentados é III, II, I, V, IV.
(16) O composto II é uma amida aromática.
I
II
Solubilidade
(g/m de H2O)
As informações apresentadas na tabela e os conhecimentos sobre propriedades de compostos permitem
concluir:
(64) CH3 – C = CH – CH = C – CH3
|
|
CH3
CH3
2,5 dimetil 2,4 hexadieno
I)
II)
III)
IV)
V)
Fórmula
Ponto de
molecular ebulição (ºC)
14.
I)
II)
12.
III)
IV)
V)
VI)
41
Em relação às substâncias anteriores, pode-se concluir:
(01)
(02)
(04)
(08)
(16)
(32)
I apresenta quatro isômeros opticamente ativos.
I e II são isômeros de compensação.
III apresenta dois isômeros geométricos.
III e IV são isômeros de cadeia.
V e VI são isômeros de cadeia.
I e II apresentam o mesmo tipo de isomeria que
o par propanol e propanal.
(64) V possui cadeia heterocíclica, ramificada e saturada.
15. (UFPR) Dadas as reações:
QUÍMICA
(01)
(02)
(04)
(08)
O nome do composto original é propanol-1.
O grupamento funcional do composto A é –CHO.
O nome do composto intermediário A é etanal.
A fórmula estrutural simplificada do composto
B é CH3 – CH2 – COOH.
(16) O composto B chama-se ácido propanóico.
(32) A reação do composto B com metanol dá origem a um éster.
(64) O composto A é isômero funcional do composto
B.
18. (UNB) Analise o que acontece quando o propeno é
tratado com os reagentes abaixo.
Julgue os itens a seguir.
são afirmativas carretas:
(01) As reações a e c são de substituição, enquanto
que “e” é de eliminação.
(02) a e d são reações de substituição; b e e, de
adição e c, de eliminação.
(04) a e d são reações de adição, enquanto b e e são
de substituição.
(08) A adição de HBr em b necessita de peróxido
para formar o produto mencionado (2-bromopropano).
(16) O composto formado em “e” é um fenol.
16. Considere o seguinte esquema de reações:
(01) A reação do propeno com H2 é uma redução e
requer catalisador para ocorrer.
(02) A oxidação exaustiva do propeno com KMnO4
leva à formação de CO2 e H2O.
(04) A reação do propeno com Br2/CC4 requer
energia radiante (luz) para que possa ocorrer.
(08) Quando o propeno é tratado com H2O/H+ não
ocorre reação.
(16) Quando o propeno reage com o HI, o produto
que se forma em maior quantidade é o 2-iodopropano.
(32) A reação do propeno com o HC é uma reação
de adição.
19. (UFBA) Em relação aos compostos orgânicos e suas
reações, pode-se afirmar:
(01) CH3 CH2 CONH2 é uma amida.
(02) Na reação CH2 CH CH2 CH3 + HBr  A, o
composto A é o 1-bromo-butano.
(04) As proteínas são constituídas por moléculas de
aminoácidos.
(08) CH3 CH(NH2)COOH é anfótero.
(16) Na reação não balanceada CH3 CH (OH) CH2 CH3
KMnO
C + H2O, C é o butanal e a reação é de
HO
adição.
(32) CH3 CH(NH2) CH3 é uma amina terciária.
4
2
(01)
(02)
(04)
(08)
A é um alcano.
B é o álcool etílico.
C é um enol
D é o CH3 – CH2
|
Br
(16) O composto B, ao reagir com o HI, produz um
composto inorgânico polar.
(32) O eteno, ponto de partida das reações representadas, poderá ser obtido a partir da reação de
desidratação intermolecular do metanol.
17. O composto de fórmula estrutural CH3 – CH2 – OH
pode reagir com permanganato de potássio e ácido
sulfúrico, em condições que variam da branda a
enérgica, obedecendo à seguinte seqüência:
20. (UFBA) Em relação aos compostos orgânicos e suas
propriedades, pode-se afirmar:
(01) Na nitração do
, forma-se apenas o
(02) Na reação CH3 COH() + O2(g)  A, A é o ácido
acético.
(04) Nas mesmas condições, o feno1 apresenta maior
solubilidade que o etanol.
(08) Na reação CH3 CH2 NH2(g) + HC(g)  B, B é
cloreto de etilamônio.
(16) Na reação CH3 CH2 COOH() + KOH(g)  C + D,
C é o propanoato de potássio e D é a água.
(32) O etanol apresenta maior ponto de ebulição que
a etilamina.
42
21. (UFBA)
O
||
I) CH3 (CH2)4 CH2 = CHCH2 CH = CH(CH2)7 COH
O
||
II) CH3CH2CH = CHCH2CH = CHCH2CH = CH(CH2)7 COH
I e II representam, respectivamente, as fórmulas
condensadas dos ácidos lino1éico,  – 6, e linolênico
 – 3, encontrados em alimentos de origem vegetal e
animal.
Com base nessas informações e nos conhecimentos
sobre funções orgânicas e inorgânicas e suas propriedades, pode-se afirmar:
QUÍMICA
(01) O composto C12H22O11 é um dissacarídeo.
(02) O amido é um polissacarídeo que, por hidrólise,
fornece o composto A.
(04) A enzima 1 é a zimase.
(08) A enzima 2 é a invertase.
(16) O composto A é a sacarose.
(32) O composto B é o dióxido de carbono.
25. (UFBA) A tabela abaixo apresenta o valor nutricional, fornecido pelo fabricante de determinada bebida
láctea light.
VALOR
NUTRICIONAL
Calorias (kcal)
Lipídios (g)
Carboidratos (g)
Proteínas (g)
100 g DO PRODUTO
44,0
0,63
5,84
3,94
Caseína (proteína econtrada no leite): Massa molar = 380.000 g
(01) I apresenta ligações múltiplas nos carbonos 9 e
12.
(02) II apresenta ponto de ebulição menor que o
ácido metanóico.
(04) A reação de I com iodo, formando o ácido
9,10,12,13-tetraiodo-octadecanóico, é de substituição.
(08) A reação de I com NaOH, formando o linoleato
de sódio é de neutralização.
(16) A reação de II com etanol em presença de catalisador, formando linolenato de etila, é de esterificação.
(32) I e II são solúveis em água.
(64) I e II são ácidos de cadeias insaturadas.
22. Pode-se afirmar que:
(01) todos os aminoácidos são opticamente ativos.
(02) óleo vegetal é formado principalmente por
ésteres de glicerol e ácido graxo saturado.
(04) sacarose é um dissacáride.
(08) cera de abelha é hidrato de carbono.
(16) enzima é um tipo de lípide.
Em relação às informações da tabela, à caseína e aos
conhecimentos sobre lipídios, glicídios e proteínas,
pode-se afirmar:
(01) Lipídios, carboidratos e proteínas são substâncias químicas compostas.
(02) A quantidade de calor liberada por 100g do
produto corresponde à combustão completa de
0,63g de lipídios.
(04) Amido e celulose são polímeros naturais.
(08) A lactose, C12H22O11, resulta da condensação de
duas moléculas de glicose, C6H12O6.
(16) Em 3,94g de caseína, há aproximadamente
2,06 x 10 – 5 mo1.
(32) O sistema constituído por lipídio, carboidrato,
proteína e água é separado por meio da filtração
seguida da destilação fracionada.
(64)
23. Analise as proposições abaixo:
(01) A gordura é uma glúcida.
(02) A hidrogenação de um óleo vegetal produz
margarina.
(04) As gorduras são glicéridas líquidas à temperatura ambiente.
(08) O sabão é um glicerídio.
(16) A saponificação do triestearato de glicerila produz estearato de sódio (sabão) e álcoo1.
24. No processo de produção de etanol a partir da cana-de-açúcar por trituração em moendas, a garapa é
cristalizada e concentrada, fornecendo o melaço, que,
por um processo de fermentação, dá o mosto. Esta
última etapa descrita é representada por:
representa a estrutura do óleo.
26. (UFBA)
Sobre a reação não balanceada e os compostos envolvidos, pode-se afirmar:
(01) A reação é de esterificação.
(02) I é um éter e apresenta cadeia homogênea.
(04) Se R possui uma ligação múltipla, o composto I
é um lipídio insaturado.
43
(08) II tem baixa solubilidade em água e é um
triálcool primário.
(16) II é o propanotriol e possui ponto de ebulição
superior ao do etanol.
(32) Em IIl, cada um dos sais apresenta uma extremidade polar e outra apolar.
(64) Em meio ácido, o composto I não sofre hidrólise.
27. Analise as proposições abaixo:
(01) A estrutura CH – O – CO – R é de uma proteína.
|
CH – O – CO – R’
|
CH2 – O – CO – R”
(02) A hidrogenação de um óleo produz uma gordura.
(04) A manteiga é um glucídio.
(08) O grupamento peptídico – CO – NH –, típico
das proteínas, é resultante da reação entre os
grupamentos – COOH e – NH2.
(16) A sacarose (ou açúcar da cana) hidrolisada
produz glicose e frutose.
(32) O Zwitterion é um íon dipolar resultante da
neutralização intramolecular de um aminoácido.
(64) Aldoses são glúcidas que se hidrolisam para dar
cetoses.
QUÍMICA
(01)
(02)
(04)
(08)
(16)
Trata-se de fibra é um copolímero.
A substância I é o ácido p-ftálico.
A substância II é um diol.
A estrutura III é um poliéster.
A fibra é obtida através de uma reação de adição.
30. (UFBA) O petróleo é uma das mais importantes fontes naturais de compostos orgânicos. Por destilação
fracionada, obtêm-se as frações do petróleo, que são
mistura de diferentes hidrocabonetos.
A tabela indica algumas dessas frações, com os respectivos pontos de ebulição e o diagrama representa
uma torre de destilação de petróleo.
NOME DA
FRAÇÃO
Gases de petróleo
Gasolina
Querosene
Óleo diesel
Óleo lubrificante
Betume
FAIXA DE PONTO DE
EBULIÇÃO
< 40°C
40 – 180 °C
180 – 280 °C
280 – 330 °C
330 – 400 °C
> 400 °C
28. (UFBA) Em relação aos po1ímeros e suas propriedades, pode-se afirmar:
(01) Todos os polímeros são sintéticos.
(02) Polímeros são moléculas de elevada massa molecular, constituídos de unidades que se repetem.
(04) A unidade estrutural de um polímero é chamada
de monômero.
(08) Os poliésteres são obtidos por meio de reação
de adição.
(16) Na polimerização por condensação, o crescimento da cadeia se dá somente pelas reações
entre grupos funcionais.
(32) Na reação
Com base nas informações fornecidas e nos conhecimentos sobre hidrocarbonetos, pode-se afirmar:
(01) O petróleo é uma substância composta.
(02) A fração que sai no nível 2 da torre é a gasolina.
(04) O óleo diesel sai da torre num nível mais baixo
que o da gasolina.
(08) O composto de fórmula C7H16, um dos componentes da gasolina, é um alceno.
(16) Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos
formados de carbono, hidrogênio e oxigênio.
(32) Propano e butano, gases do petróleo, são hidrocarbonetos saturados.
A é o etilenoglicol.
(64) Copolímeros são obtidos pela reação de monômeros iguais.
29. O dacron é uma fibra de grande importância na indústria automobilística, obtida pela seguinte reação:
GABARITO
PARTE I – QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
01.
02.
03.
04.
05.
06.
07.
08
09.
01
01 + 02 + 16
04 + 08 + 32
02 + 08 + 16 + 32
08 + 16 + 32
01 + 02 + 08
04 + 08 + 32
01 + 02 + 04
02 + 04 + 16
44
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
01 + 02 + 08
01 + 02 + 04 + 08
02 + 08
01 + 04 + 08
01 + 02 + 04
04 + 08 + 16
01 + 16 + 32
01 + 04 + 16 + 32
02 + 08 + 16
08 + 16
01 + 08 + 32
02 + 16
01 + 02 + 04
01 + 02
01 + 02 + 08
02 + 04 + 08 + 16
08
01 + 08 + 16 + 32
02 + 04 + 08
02 + 16
02 + 04
PARTE II – FÍSICO-QUÍMICA
01.
02.
03.
04.
05.
06.
07.
08.
09.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
04 + 08 16 + 32
01 + 08 + 32
01 + 02 + 08 + 16 + 32
01 + 04 + 16
02 + 08 + 64
40
01 + 02 + 16
01 + 04
01 + 02 + 32
01 + 16 + 32
01 + 02 + 08
01 + 04
04 + 08 + 32
01 + 02 + 32
04 + 08
02 + 08
01 + 04 + 64
01 + 04
01 + 02 + 32 + 64
01+ 04 + 08
04 + 16
01 + 04
02 + 04
02 + 08
08
02 + 04 + 08
05
01 + 08 + 16
32
01 + 02 + 04 + 08
PARTE III – QUÍMICA ORGÂNICA
01.
02.
03.
04.
05.
06.
07.
02 + 04 + 08
32
01 + 02 + 16
04 + 16
01 + 16 + 32
04 + 08 + 16
01 + 08
QUÍMICA
08.
09.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
02 + 08 + 16
08 + 16
01 + 04 + 08 + 64
02 + 04
02 + 04 + 16 + 32
01 + 08 + 16 + 32
01 + 08 + 16 + 64
02
01 + 02 + 08 + 16
01 + 02 + 08 + 16 + 32
01 + 16 + 32
04 + 08
02 + 08 + 16 + 32
01 + 08 + 16 + 64
04
02 + 16
01 + 02 + 32
01 + 04 + 64
04 + 16 + 32
02 + 08 + 16 + 32
02 + 04 + 16 + 32
01 + 02 + 04 + 08
04 + 32
ANOTAÇÕES
18
QUÍMICA