Volume 8

QUI 8A aula 22
22.01) Alternativa C
As ligações de hidrogênio presentes na água, devido à sua intensidade, contribuem
decisivamente para a ocorrência da água no estado líquido, a 25ºC e 1 atm.
22.02) Alternativa B
A amônia (NH3) apresenta ligação entre N – H, realizando ligações de hidrogênio
entre as moléculas.
22.03) Alternativa C
I. Incorreta.
A determinação é realizada comparando as massas molares e pontos de ebulição.
P = H2O
Q = H2S
R = H2Se
S = H2Te
II. Correta.
A temperatura ambiente é de 25ºC. Todos os hidretos tem sua temperatura de
ebulição inferior á temperatura ambiente, exceto a água, que é líquida.
III. Incorreta.
Quando a água ferve, ocorre o rompimento das ligações intermoleculares.
22.04) Intermoleculares
22.05) Intramoleculares
22.06) Polares
22.07) Flúor ou oxigênio ou nitrogênio
22.08) Alternativa C
A amônia (NH3) apresenta ligações de hidrogênio entre as suas moléculas, pois
apresenta nitrogênio ligado à hidrogênio (N – H).
22.09) Alternativa B
O gelo seco é constituído por CO2, que é uma molécula apolar e tem como força
intermolecular as forças de van der Waals (dipolo dipolo induzido).
22.10) 01
A associação correta é:
A – angular – 105º - água
B – tetraédrica – 109º28’ – metano
C – linear – 180º - hidreto de berílio
D – piramidal – 107º - amônia
22.11) 02
As moléculas de H2O e NH3 podem fazer ligações de hidrogênio intermoleculares
pois possuem ligações H – O e N – H, respectivamente.
22.12) Alternativa E
O gás N2 é apolar, logo, a interação intermolecular que realiza é dipolo dipolo
induzido (forças de London).
22.13) Alternativa C
Para realizar ligações de hidrogênio, é necessário que um elemento fortemente
eletronegativo, que tenha pares de elétrons sobrando, esteja ligado a um átomo de
hidrogênio.
22.14) V, F, V, F, V
(V) O modelo de Thomson permite explicar fenômenos elétricos da matéria.
(F) O modelo de Dalton não consegue explicar a polaridade molecular.
(V) As ligações metálicas acontecem com a deslocalização dos elétrons, que
permite explicar a condução elétrica.
(F) O cloreto de cálcio tem fórmula CaCℓ2.
(V) A alta miscibilidade de água e etanol se deve as ligações de hidrogênio
formadas entre eles.
22.15) Alternativa C
As ligações de hidrogênio presentas na água faz com se apresente no estado líquido
à temperatura ambiente, apresentam uma força maior que as interações dipolo
dipolo permanente do ácido sulfídrico.
22.16) 15 (01 – 02 – 04 – 08)
01) Correta.
Ocorre ligação entre dois não metais (C – Cℓ) fazendo com que a ligação seja
covalente.
02) Correta.
O átomo central apresenta quatro ligantes, portanto, geometria tetraédrica.
04) Correta.
O CCℓ4 é uma molécula apolar, μr = 0.
08) Correta.
O cloro apresenta maior eletronegatividade que o carbono, portanto o par de
elétrons está mais próximo do elemento.
16) Incorreta.
Como é uma molécula apolar, as interações que realiza é dipolo dipolo induzido.
22.17) Alternativa A
I. Correta.
Apresenta grupos amina e radicais metila ligados.
II. Incorreta.
Não apresenta carbono assimétrico.
III. Incorreta.
Não possui hidrogênio ligado ao nitrogênio (N – H), portanto, não realiza ligações
de hidrogênio.
22.18) Alternativa D
As interações do tipo van der Waals ocorrem entre moléculas apolares, como é o
caso do heptano, um hidrocarboneto.
22.19)
I – processo físico, passagem de estado de líquido para gás.
As ligações rompidas são as intermoleculares  ligações de hidrogênio.
II – processo químico.
As ligações rompidas são as intramoleculares  ligação covalente.
22.20)
I. Ponte dissulfeto (Ligação covalente entre os átomos de enxofre)
II. Ligação de Hidrogênio (ligação intermolecular)
III. Ligação iônica.
QUI 8A aula 23
23.01) Alternativa C
A graxa é uma mistura de hidrocarbonetos alifáticos, logo, um composto apolar.
A solubilidade da graxa irá aumentar conforme diminui a polaridade do solvente. A
ordem correta será:
Álcool < acetona < benzina
23.02) Alternativa D
I. Correta.
A água apresenta ligações covalentes H – O, que devido à grande diferença de
eletronegatividade, apresentam alta polaridade.
II. Incorreta.
A água solubiliza substâncias polares.
III. Correta.
A água possui geometria angular.
IV. Correta.
Pela presença de ligações H – O, é capaz de realizar ligações de hidrogênio.
23.03) Alternativa E
A vitamina que deve ser adicionada a sucos de frutas puros são as hidrossolúveis,
que possuem cadeia carbônica relativamente menor e grupos polares ligados 
Vitaminas I e IV.
A vitamina que deve ser adicionada a margarina são as lipossolúveis, que possuem
cadeia carbônica relativamente maior e não possui grande quantidade de grupos
polares ligados  Vitaminas II e III.
23.04) Alternativa E
O composto que apresenta hidroxila (-OH) será mais solúvel em água.
CH3CH2CH2OH
23.05) Alternativa C
O metanol (CH3OH) quando misturado com água, irá formar um sistema
homogêneo, pois é solúvel em água em qualquer proporção.
23.06) Alternativa B
A graxa lubrificante é uma mistura apolar e deve ser dissolvida com solventes
apolares.
Tetracloreto de carbono (CCℓ4) é um solvente apolar.
23.07) Alternativa A
A interação indicada é a ligação de hidrogênio.
23.08) Alternativa B
Para dissolver a parafina é necessário um solvente apolar.
O heptano é um líquido (hidrocarboneto com 7 carbonos) volátil, apolar, que tem a
capacidade de dissolver a parafina.
23.09) Alternativa C
CCℓ4 – substância apolar
μr = zero
C2H6 – substância apolar (hidrocarboneto)
23.10) Alternativa D
O álcool que apresenta a maior solubilidade em água é o que possui a menor cadeia
carbônica  metanol (CH3OH).
23.11) Alternativa D
O aumento da cadeia carbônica (– R) faz com que ocorra um aumento na cadeia
hidrofóbica (apolar) do composto, diminuindo sua solubilidade em água.
23.12) 14 (02 – 04 – 08)
01) Incorreta.
O doce é composto de açúcar (polar), logo, deve-se lavar com água. A graxa é
composta de hidrocarbonetos (apolar) e deve ser lavada com gasolina.
02) Correta.
A limpeza acontece porque ocorre a solubilização da sujeira com o líquido de
lavagem, por interações entre sujeira e líquido.
04) Correta.
Graxa e gasolina são misturas de hidrocarbonetos e consideradas apolares.
08) Correta.
A sacarose é polar e apresenta grupos OH. A interação entre água e sacarose
acontece por ligações de hidrogênio.
16) Incorreta.
O doce e a água são polares.
23.13) Alternativa E
I. Incorreta.
São isômeros e possuem a mesma massa molecular.
II. Correta.
São isômeros planos de função e diferem quanto suas fórmulas estruturais.
Etanol (CH3CH2OH)
Éter dimetílico (CH3OCH3)
III. Correta.
O álcool é capaz de realizar ligações de hidrogênio (presença de OH) e o éter não.
23.14) Alternativa A
O aumento no número de carbonos faz com que diminui a solubilidade do
composto, logo:
I é mais solúvel que II e II é mais solúvel que III.
23.15) Alternativa E
O metano apresenta fórmula molecular CH4 e geometria tetraédrica.
23.16) Alternativa C
O 1-propanol (CH3CH2CH2OH) é capaz de fazer interações intermoleculares do tipo
ligação de hidrogênio entre suas moléculas, pois possui o grupo –OH.
23.17) Alternativa E
Etano – pouco polar
Éter metílico – molécula polar, interação dipolo permanente-dipolo permanente
Ácido etanoico – molécula polar, interação por ligação de hidrogênio
Ordem crescente de solubilidade em água:
Etano < éter metílico < ácido etanoico
23.18) F, V, V, V, F
(F) As moléculas possuem momento de dipolo diferentes.
(V) O composto 2 é o que apresenta o maior momento dipolar.
(V) O composto 1 é o menos polar, portanto o mais solúvel em solventes apolares.
(V) Os compostos 2 e 3 são polares (μR ≠ 0).
(F) Os compostos 2 e 3 são polares.
23.19)
a)
b) Os hidrocarbonetos que compõe a graxa são apolares podendo ser removidos
por CCℓ4 que é apolar.
23.20)
QUI 8A aula 24
24.01) Alternativa E
1) Correta.
Os pontos de ebulição dos compostos é menor que 25ºC.
2) Incorreta.
O aumento da temperatura de ebulição com o tamanho da molécula ocorre devido
ao aumento da força de dipolo dipolo induzido.
3) Incorreta.
Em uma destilação fracionada, inicialmente destilam-se os compostos que possuem
o menor ponto de ebulição, ou seja, os de menor massa molecular.
4) Correta.
O aumento da temperatura de ebulição com o tamanho da molécula ocorre devido
ao aumento da força de dipolo dipolo induzido (forças de van der Waals).
24.02) Alternativa E
O éter dietílico deve ser mantido em geladeira no verão, pois seu ponto de ebulição
é relativamente baixo (35ºC), evaporando com facilidade em um dia quente de
verão.
24.03) Alternativa E
I. Correta.
Quando duas substâncias realizam o mesmo tipo de interação intermolecular, a que
possui maior massa molar terá o maior ponto de ebulição.
II. Correta.
Quando duas substâncias têm massas molares próximas, a que realizar interações
intermoleculares mais intensas terá o maior ponto de ebulição.
III. Correta.
O ponto de ebulição é uma propriedade específica da substância.
24.04) Alternativa B
Quando o vapor da água sofre condensação, ocorre passagem do estado gasoso
para o líquido, intensificando as forças intermoleculares.
24.05) Alternativa C
A diferença entre os pontos de ebulição se dá pelo fato que o CO 2 é uma molécula
apolar e faz interação intermolecular dipolo dipolo induzido, enquanto a água é
polar e faz ligações de hidrogênio.
24.06) Alternativa C
O hidrocarboneto que possui o maior ponto de ebulição é o que possui o maior
número de carbonos e cadeia linear, logo, CH3CH2CH2CH2CH3.
24.07) Alternativa B
Conforme o número de ramificações dos hidrocarbonetos apresentados diminui,
ocorre um aumento no ponto de ebulição dos compostos.
24.08) Alternativa D
Os compostos orgânicos são solúveis ou insolúveis na água, dependendo de sua
função e cadeia carbônica.
24.09) Alternativa C
01) Correta.
A ligação de hidrogênio é uma interação molecular mais forte, que explica o motivo
de algumas moléculas de baixo peso molecular possuir alto ponto de ebulição.
02) Incorreta.
O benzeno é um composto apolar, sendo insolúvel na água.
04) Incorreta.
Quando o tungstênio é aquecido a temperaturas superiores a 3433ºC, ocorre a
passagem para o estado líquido (fusão).
08) Correta.
Moléculas diatômicas apolares realizam interações intermoleculares do tipo dipolodipolo induzido (Forças de London), que são interações relativamente fracas. Como
consequência, tem baixo ponto de fusão e ebulição.
16) Correta.
Tungstênio – ligação metálica
Cloreto de sódio – ligação iônica
Benzeno – ligação covalente
Água – ligação covalente
Etanol – ligação covalente
Hidrogênio – ligação covalente apolar (realiza interações dipolo-dipolo induzido)
24.10) Alternativa B
C2H6 é um alcano, apolar e apresenta a cadeia carbônica menor – menor ponto de
ebulição
C3H8 é um alcano, apolar – segundo menor ponto de ebulição
(C2H5)2O é um éter, polar – apresenta o terceiro menor ponto de ebulição
C4H9OH é um álcool, polar e pode realizar ligações de hidrogênio – apresenta o
maior ponto de ebulição
III < IV < I < II
24.11) Alternativa C
Nas mesmas condições, o 1-butanol é menos volátil, pois a hidroxila alcóolica
permite ao composto realizar ligações de hidrogênio, que aumentam seu ponto de
ebulição.
24.12) 27 (01 – 02 – 08 – 16)
01) Correta.
A água dissolve os compostos iônicos devido à sua alta polaridade.
02) Correta.
A água faz ligação covalente, logo, ocorre um compartilhamento de elétrons nos
orbitais.
04) Incorreta.
A água faz uma ligação covalente simples entre oxigênio e cada hidrogênio.
08) Correta.
A presença das ligações de hidrogênio na água faz com que ela possua um ponto
de ebulição relativamente mais alto do que moléculas que possuem massa
molecular semelhante e são pouco polares ou apolares.
16) Correta.
O processo de autoionização da água faz com que existam no sistema as espécies
H2O, H3O+ e OH–.
24.13) Alternativa A
O aumento da massa molar (aumento do número de carbonos) faz com que o
ponto de ebulição do hidrocarboneto aumente. A respectiva ordem é:
36,1ºC = pentano
68,7ºC = hexano
98ºC = heptano
–0,5ºC = butano
125ºC = octano
24.14) Alternativa D
O ponto de ebulição dos hidrocarbonetos aumenta de acordo com sua massa molar.
24.15) Alternativa B
As moléculas de propilamina podem formar ligações de hidrogênio, devido à
presença do grupo N – H.
24.16) Alternativa A
O composto que possui o menor ponto de ebulição é o etano, pois é apolar e faz
interações dipolo dipolo induzido.
O etanal possui o segundo menor ponto de ebulição, é polar e faz interações dipolo
dipolo permanente.
Os álcoois são os que apresentam os maiores pontos de ebulição, pois fazem
ligações de hidrogênio. A temperatura irá aumentar com o aumento do número de
carbonos na cadeia.
(4) –88,4ºC  etano
(3) 20ºC  etanal
(1) 64ºC  metanol
(2) 78,5ºC  etanol
(5) 97ºC  propano-1-ol
24.17) Alternativa D
O cis-dibromoeteno é polar e faz interações dipolo dipolo permanente e apresenta
maior ponto de ebulição.
O trans-dibromoeteno é apolar e faz interações dipolo dipolo induzido e apresenta
menor ponto de ebulição, portanto, é mais volátil.
24.18) Alternativa A
Pentano é um hidrocarboneto, considerado composto apolar e possui baixo ponto
de ebulição  líquido X
O ácido etanoico possui cadeia carbônica menor que o 1-butanol, portanto, é mais
solúvel em água  líquido Z
1-butanol  líquido Y
24.19)
a)
b)
A posição dos grupos hidroxila separados facilita a interação intermolecular,
aumentando assim o ponto de fusão.
24.20)
a) A vitamina C é facilmente eliminada na urina, pois a presença dos vários grupos
–OH faz com que sua solubilidade em água aumente.
b) A presença de várias hidroxilas na vitamina C permite que realize interações
intermoleculares do tipo ligações de hidrogênio, que são interações mais fortes que
as realizadas pela vitamina A (molécula apolar, dipolo-dipolo induzido).
QUI 8B aula 22
22.01) Alternativa B
I. Correta.
As espécies são substâncias simples, pois são compostas apenas por um tipo de
elemento.
II. Incorreta.
O par I2 e I– não é um par de alótropos.
III. Correta.
O hidrogênio apresenta apenas um próton no seu núcleo, indiferente da forma que
esteja apresentado.
IV. Incorreta.
O Nox do oxigênio no O3 é zero, pois é uma substância simples, assim como o O2.
22.02) Alternativa D
Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
2 Cℓ2
+
1 C + H2O
CO2

+
H+
+
Cℓ–
Completar o balanceamento:
2 Cℓ2
+
1 C + 2 H2O

1 CO2
+
4 H+
+
4 Cℓ–
22.03) Alternativa B
O enxofre teve a maior variação do Nox.
22.04)
22.05)
22.06) –1
22.07) Reação de Desproporcionamento ou Reação de Auto-oxirredução
22.08) O H2O2 pode atuar como agente oxidante ou como agente redutor,
dependendo da reação.
22.09) A soma das cargas no 1.º membro é igual a do 2.º membro.
22.10) Alternativa D
H2O2 sofre oxidação e atua como agente redutor.
22.11) Alternativa E
22.12) 90 (02 – 08 – 16 – 64)
Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
2 KMnO4
+
5 H2O2
+
H2SO4

K2SO4
+
MnSO4
+
H2O
+
O2
Completar o balanceamento:
2 KMnO4
+
5 H2O2
+
3 H2SO4

K2SO4
+
2 MnSO4
+ 8 H2O + 5 O2
01) Incorreta.
H2O2 sofre oxidação, logo, é o agente redutor.
02) Correta.
O coeficiente do H2SO4 é 3.
04) Incorreta.
O coeficiente do H2SO4 é 3.
08) Correta.
Cada Mn recebeu 5 elétrons, como o total de Mn são 2, foram transferidos um total
de 10 elétrons.
16) Correta.
2 mol de KMnO4 produz 5 mol de O2, que equivale na CTNP a 112 L de O2.
32) Incorreta.
O manganês sofreu redução.
64) Correta.
O manganês sofreu redução.
22.13) Alternativa B
K2Cr2O7(aq) + 4 H2SO4(aq) + 3 C2H5OH(v)  3 C2H4O(g) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 7
H2O(ℓ)
O valor 7 para x deixa a equação corretamente balanceada.
22.14) Alternativa D
Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
2 Cr3+
+
3 H2O2
+
OH–
CrO42–

+
H2O
Completar o balanceamento:
2 Cr3+
+
3 H2O2
+ 10 OH–

2 CrO42–
+ 8 H2O
Soma dos coeficientes: 2 + 3 + 10 + 2 + 8 = 25
22.15) Alternativa C
O ácido nítrico é um oxidante mais forte que o ácido clorídrico, capaz de oxidar até
mesmo cobre e prata.
22.16) Alternativa B
Conforme a reação segue, ocorre o consumo de H +, que irá aumentar o pH e
diminuir o pOH.
22.17) Alternativa C
Como são solutos iônicos em solução aquosa e irão ionizar, iremos considerar
cloreto de sódio apenas como Cℓ–(aq) e hidróxido de sódio como OH–(aq).
Simplificando e Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
OH–(aq)
+
Cℓ2(g)  5 Cℓ–(aq)
+
1 CℓO3–(aq)
+
H2O(ℓ)
Completar o balanceamento:
6 OH–(aq)
6 mol OH–
x
+
3 Cℓ2(g)  5 Cℓ–(aq)

5 mol Cℓ–

2,5 mol Cℓ–
+
1 CℓO3–(aq)
+
3 H2O(ℓ)
x = 3 mol
OH–  3 mol/L NaOH
22.18) Alternativa A
Simplificando e Invertendo as variações de nox, para considerar como coeficientes:
1 K2Cr2O7
+
3 SnCℓ2
+
HCℓ

KCℓ
+
CrCℓ3
+
SnCℓ4
+
H2O
Completar o balanceamento:
1 K2Cr2O7
+
3 SnCℓ2
+
14 HCℓ

2 KCℓ
I. Correta.
Os coeficientes são 1, 3, 14, 2, 2, 3, 7.
II. Incorreta.
O agente redutor é o cloreto de estanho II.
III. Incorreta.
O agente oxidante é o dicromato de potássio.
IV. Correta.
O estanho sofre oxidação e o cromo redução.
22.19)
4 Fe(s) +
3 O2(g) 
2 Fe2O3(s)

2 mol
3 (32 g)

2 (160 g)
m

3
mol
32 mg
m = 9,6 mg O2
m = 9,6 . 10–3 g
*V=1L
C = 9,6 . 10–3 g/L*
22.20)
+
2 CrCℓ3
+ 3 SnCℓ4 +
7 H2O
QUI 8B aula 23
23.01) Alternativa E
Como o potencial de redução da prata é maior do que o do cobre, ocorre redução
dos íons prata e oxidação do metal cobre.
I. Correta. A presença da coloração azul na solução indica que existem íons Cu 2+
que são provenientes da reação de oxidação: Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e–.
II. Incorreta. O depósito de prata ocorre devido à redução dos íons Ag+, segundo a
reação: Ag+(aq) + e–  Ag(s)
III. Correta. Como a prata possui maior potencial de redução que o cobre, seus íons
têm maior tendência em sofrer o processo de redução.
IV. Correta. A proporção molar é de 1 mol de Cu para 2 mol de Ag.
Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e–
2 Ag+(aq) + 2e–  2 Ag(s)
2 Ag+(aq) + Cu(s)  2 Ag(s) + Cu2+(aq)
23.02) Alternativa A
A haste de zinco utilizada sofreu um processo de oxidação, conforme a reação:
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e–
Os íons Cu2+ presentes na solução irão sofrer redução, conforme a reação:
Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)
Na solução irão restar Zn2+ e NO3– dissolvidos, formando uma solução aquosa de
nitrato de zinco.
23.03) Alternativa C
Com a presença de luz, a prata sofre um processo de redução, pois seu Nox varia
de +1 para 0, logo, é o agente oxidante.
23.04)
a) redução (ganho de elétrons)
b) oxidação (perda de elétrons)
c) perdidos ; recebidos
23.05)
Agente oxidante: Ag+ (sofre redução)
Agente redutor: Zn0 (sofre oxidação)
23.06)
- Melhor agente oxidante (sofre redução com maior facilidade)
Tem o maior potencial de redução: Ag+
- Melhor agente redutor (sofre oxidação com maior facilidade)
Tem o menor potencial de redução: Mg 0
23.07) Alternativa E
O melhor agente oxidante é a espécie que sofre redução com maior facilidade, logo,
necessita ter o maior potencial de redução.
O melhor agente oxidante é Ag+.
23.08) Alternativa D
O alumínio que compõe os sais está na forma oxidada Aℓ3+.
Para reagir, precisa sofrer um processo de redução, logo, precisa reagir com uma
espécie que possua menor potencial de redução do que o alumínio.
A única alternativa é o magnésio metálico.
23.09) 88 (08 – 16 – 64)
01) Incorreta.
Ca2+ possui o menor potencial de redução, portanto, não é a espécie que recebe
mais facilmente elétrons.
02) Incorreta.
O Ca0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente.
04) Incorreta.
O Ca0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente.
08) Correta.
Ni2+ possui o maior potencial de redução, portanto, é a espécie que recebe mais
facilmente elétrons.
16) Correta.
O Ca0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente.
32) Incorreta.
O Ca0 possui menor potencial de redução, portanto, perde elétrons mais facilmente
e é o melhor agente redutor.
64) Correta.
Ni2+ possui o maior potencial de redução, portanto, é a espécie que recebe mais
facilmente elétrons, sendo o melhor agente oxidante.
23.10) Alternativa C
Quando a solução de iodo perde a coloração castanha, ocorre um processo de
redução do iodo, conforme a reação:
I2 + 2e–  2 I–
A vitamina C reduz o iodo a iodeto.
23.11) Alternativa C
O íon Fe3+ possui um potencial de redução maior que o íon Sn4+.
Na presença de íons Sn2+, o íon Fe3+ sofre um processo de redução (ganha
elétrons) fazendo com que o Sn2+ oxide até Sn4+.
23.12) Alternativa D
A reação redox espontânea é aquela em que a espécie que possui o maior potencial
de redução vai oxidar uma espécie que possui menor potencial de redução.
2 Ag+ + Cu  2 Ag + Cu2+
23.13) Alternativa E
Como o potencial de redução do Zn2+ é menor que o potencial do Fe, não ocorre
reação de oxirredução.
23.14) 54 (02 – 04 – 16 – 32)
Reações espontâneas são as que o metal na forma de cátion possui maior potencial
de redução do que o metal na forma metálica (não oxidada).
01) Incorreta.
Mg2+ + Ag  reação não ocorre
02) Correta.
Zn2+ + Mg  Zn + Mg2+
04) Correta.
2 Ag+ + Pb  2 Ag + Pg2+
08) Incorreta.
Mg2+ + Pb  reação não ocorre
16) Correta.
2 Ag+ + Zn  2 Ag + Zn2+
32) Correta.
Pb2+ + Mg  Pb + Mg2+
23.15) Alternativa E
Para evitar a formação de íons Fe3+ deve-se usar um metal que possua um
potencial de redução menor. O metal indicado é o Fe, deseja-se ter apenas a
presença de íons Fe2+.
(Caso utiliza-se o Zn, iriam aparecer no sistema íons Zn2+).
23.16) Alternativa E
A substância mais eficiente é aquela que oxida mais facilmente os microrganismos.
O ozônio possui o maior potencial de redução (+2,07 V), logo, é a substância que
vai oxidar com maior facilidade os microrganismos.
23.17) Alternativa D
I. Incorreta. A massa de estanho e ferro nos fios irá diminuir, pois ocorrerá um
processo de oxidação dos metais, porque possuem um potencial de redução menor
que os íons Cu2+, que irá reduzir.
II. Correta. O cobre sofrerá redução, pois possui o maior potencial, depositando nos
fios.
III. Correta. Os fios de ferro e estanho irão oxidar, passando para a solução na
forma de íons Sn2+ e Fe2+, aumentando a concentração na solução.
IV. Incorreta. A massa de estanho e ferro nos fios irá diminuir, pois ocorrerá um
processo de oxidação dos metais, porque possuem um potencial de redução menor
que os íons Cu2+, que irá reduzir.
23.18) Alternativa E
I. Como a reação não ocorre, o potencial de P é maior que o de Qq+.
II. Como a reação não ocorre, o potencial de P é maior que o de R r+.
III. Como a reação ocorre, o potencial de Rr+ é maior que o de S.
IV. Como a reação ocorre, o potencial de Ss+ é maior que o de Q.
É possível concluir que: Qq+ < Ss+ < Rr+ < Pp+
23.19)
O potencial de redução do cloro é maior que o do iodo, fazendo com que ocorra a
reação do cloro e a oxidação dos íons iodeto, conforme reação abaixo:
2 I–(aq)  I2(s) + 2e–
Cℓ2(g) + 2e–  2 Cℓ–(aq)
2 I–(aq) + Cℓ2(g)  I2(s) + 2 Cℓ–(aq)
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 1,36 – 0,53
ΔE = +0,83 V  reação espontânea
23.20)
Cu2+ reage com Mg e Pb, logo, possui o maior potencial de redução.
Pb2+ reage com Mg, logo, possui maior potencial de redução que o magnésio.
Mg2+ não reage com nenhum metal, portanto, possui o menor potencial de redução.
Magnésio < Chumbo < Cobre
QUI 8B aula 24
24.01) Alternativa A
Zn é o ânodo da pilha, pois possui o menor potencial de redução.
MnO2 é o cátodo da pilha, pois possui o maior potencial de redução.
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 0,74 – (–0,76)
ΔE = +1,50 V
24.02) Alternativa A
O ânodo é o polo da pilha que sofre oxidação. Como o cádmio tem seu nox
aumentado, sofre o processo de oxidação. A semi-reação do ânodo é:
Cd + 2OH–  CdO + H2O + 2e–
24.03) Alternativa E
A célula possui uma diferença de potencial positiva, pois é um processo
espontâneo.
O etanol é oxidado a aldeído.
24.04)
a) Oxirredução espontâneas
b) redução
c) oxidação
d) negativo ; positivo
e) Redução
f) Oxidação
24.05) Alternativa C
A função da ponte salina em uma pilha é manter a eletroneutralidade das soluções,
permitindo a passagem de íons para os sistemas e prolongando a vida útil da pilha.
24.06) Alternativa D
I. Correta.
O eletrodo como maior potencial de redução irá atuar como cátodo (sofre redução –
polo positivo).
II. Incorreta.
Os elétrons circulam do ânodo (polo negativo) para o cátodo (polo positivo).
III. Correta.
No ânodo (polo negativo) ocorrem as reações de oxidação.
24.07) Alternativa E
O eletrodo B possui o maior potencial de redução, logo, será o cátodo do sistema e
sofrerá redução.
24.08) Alternativa C
O chumbo metálico (Pb) sofre o processo de oxidação, ou seja, perda de elétrons. É
considerado o ânodo do processo e é o polo negativo.
24.09) Alternativa D
A equação Cu2+ + Mg  Cu + Mg2+ é espontânea, pois a diferença de potencial é
positiva.
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 0,34 – (–2,37)
ΔE = +2,71 V
24.10) Alternativa C
O magnésio é o ânodo da pilha (sofre oxidação) e o ferro é o cátodo da pilha (sofre
redução).
Os elétrons fluem do ânodo (magnésio) para o cátodo (ferro) por um circuito
externo.
24.11) Alternativa D
Os íons Pb2+ conseguem oxidar o Fe, portanto, Pb tem maior potencial de redução
que Fe.
Os ìons Fe2+ conseguem oxidar o Zn, portanto, Fe tem maior potencial de redução
que Zn.
Como o potencial do Pb é maior que o Fe, por consequência, é maior que o Zn,
logo, os íons Pb2+ reduzem quando em contato com Zn.
24.12) Alternativa E
Uma solução de nitrato de níquel contém íons Ni 2+.
Para armazenar a solução, o recipiente não pode sofrer processo de oxidação,
portanto, deve ser constituído de um metal como um potencial de redução maior
que o do níquel (–0,25 V). Os metais possíveis são o chumbo (Recipiente A) e
estanho (Recipiente D).
24.13) Alternativa D
O processo de escurecimento da corrente de prata envolve a oxidação da prata
metálica (Ag  Ag+ + e–). Quando a prata é colocada em uma panela de alumínio
com NaHCO3, ocorre a redução dos íons Ag+ voltando à forma metálica e
depositando novamente na corrente.
24.14) Alternativa B
Como não existe a presença de Cu2+ no sistema, não pode ser o cátodo da pilha. O
H+ proveniente do ácido presente no limão irá reduzir no processo.
A reação do global do sistema é:
2 H+(aq) + 2e–  H2(g)
(redução - cátodo)
Mg (s)  Mg2+(aq) + 2e–
(oxidação - ânodo)
2 H+(aq) + Mg(s)  H2(g) + Mg2+(aq)
24.15) Alternativa B
Íons Ag+ oxidam Na(s), logo:
Eº (Ag+/Ag) > Eº (Na+/Na)
Íons Na+ oxidam Li(s), logo:
Eº (Na+/Na) > Eº (Li+/Li)
Íons Ag+ oxidam Li(s), logo:
Eº (Ag+/Ag) > Eº (Li+/Li)
Eº (Ag+/Ag) > Eº (Na+/Na) > Eº (Li+/Li)
24.16) Alternativa A
A reação do global do sistema é:
2 NiOOH + 2 H2O + 2e–  2 Ni(OH)2 + 2 OH–
(redução - cátodo)
Cd0 + 2 OH–  Cd(OH)2 + 2e–
(oxidação - ânodo)
Cd + 2 NiOOH + 2 H2O  2 Ni(OH)2 + Cd(OH)2
0
A proporção da reação é 1 mol de Cd para 2 mol de NiOOH.
24.17) Alternativa A
Material do ânodo: Zinco metálico
Apresenta o menor potencial de redução, portanto sofre oxidação.
f.e.m
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 0,344 – (–0,763)
ΔE = +1,107 V
Polo positivo: em uma pilha, o polo positivo é o cátodo.
24.18) Alternativa C
Como não existe a presença de Cu2+ no sistema, não pode ser o cátodo da pilha. O
H+ proveniente do ácido presente na solução irá reduzir no processo.
A reação do global do sistema é:
2 H+(aq) + 2e–  H2(g)
(redução - cátodo)
Mg (s)  Mg2+(aq) + 2e–
(oxidação - ânodo)
2 H+(aq) + Mg(s)  H2(g) + Mg2+(aq)
I. Correta.
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 0,0 – (–2,36)
ΔE = +2,36 V
II. Incorreta.
O fenômeno de oxirredução acontece entre o magnésio e o H+.
III. Incorreta.
O magnésio atua como ânodo e os íons H+ como cátodo na pilha.
IV. Incorreta.
Os elétrons fluem do fio de magnésio para o fio de cobre.
V. Correta.
Os elétrons fluem do fio de magnésio para o fio de cobre.
24.19)
a)
2 H+(aq) + 2e–  H2(g)
Zn (s) 
Zn2+(aq)
+ 2e
–
(redução - cátodo)
(oxidação - ânodo)
2 H+(aq) + Zn(s)  H2(g) + Zn2+(aq)
ΔE = Emaior – Emenor
0,76 = 0 – (EZn)
EZn = –0,76 V
b)
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = 0,34 – (–0,25)
ΔE = +0,59 V
O eletrodo positivo é o que sofre o processo de redução (cátodo). Como o cobre
possui o maior potencial de redução, é o eletrodo positivo.
24.20)
a) 2 Fe3+ + 3 Sn0 → 2 Fe0 + 3 Sn2+
b) O conteúdo da frase está correto pois serão formados os íons Sn2+.
QUI 8C aula 22
22.01) Alternativa B
O composto de Grignard possível é o CH3 – MgCℓ.
22.02) Alternativa A
A cetona indicada é a propanona.
22.03) Alternativa E
O metilpropano não sofre hidrogenação, pois é um composto saturado.
22.04)
22.05) Alternativa C
Como o benzeno possui 3 duplas ligações, serão consumidos 3 mol de hidrogênio.
22.06) Alternativa D
A cianidrina possui os grupos álcool e nitrila.
22.07) Alternativa D
Cetonas e aldeídos não precisam apresentar insaturação na cadeia carbônica.
22.08) Alternativa E
Os aldeídos reagem com ácido cianídrico dando cianidrinas.
22.09) Alternativa A
Um aldeído com um carbono irá formar um álcool primário, após reagir com
composto de Grignard e posterior hidrólise.
22.10) Alternativa C
Será formado um álcool terciário.
22.11) Alternativa A
O composto B será um álcool secundário.
22.12) ) Alternativa E
A cloração do benzeno por adição produz C6H6Cℓ6.
22.13) Alternativa A
Será formado o 2-metil-2-butanol.
22.14) Alternativa B
O produto final apresenta as funções álcool e amina.
22.15) Alternativa B
Será formado o 3-metil-2-butanol.
22.16) Alternativa D
I)
II)
III)
X
Y
Z
IV)
W
A espécie W possui um grupo amina que é capaz de receber próton em meio
aquoso.
22.17) Alternativa E
É formado um composto com função ácido carboxílico.
22.18) Alternativa A
Ocorre a formação de um álcool primário.
22.19)
a)
b)
Composto A
Nome: 2-butanol
Função: álcool
Classificação: álcool secundário
22.20)
Cloreto de isopropil magnésio
QUI 8C aula 23
23.01) Alternativa A
O ciclohexano possui um arranjo espacial de cadeira e se opõe a reações de
hidrogenação, devido à estabilidade do seu ciclo.
23.02) Alternativa B
A hidrogenação total do benzeno forma o ciclohexano, que pode ser representado
na forma de uma “cadeira”, pois é a forma estrutural mais estável.
23.03) Alternativa E
O ciclano mais reativo é o que apresenta a forma de um triângulo, pois possui
ângulos menores e maior tensão interna.
23.04)
a)
b)
c)
23.05) Alternativa E
O ângulo correspondente à figura é o de 60º para o ciclopropano.
23.06) Alternativa A
A ruptura do anel mais fácil é a do ciclopropano, pois apresenta a maior tensão
interna devido ao menor ângulo.
23.07) Alternativa A
O ciclohexano apresenta duas formas: “cadeira” e “barco”.
23.08) Alternativa B
A fórmula molecular do produto formado é C3H8.
23.09) Alternativa E
A tensão interna no ciclopentano não é grande suficiente para realizar uma cloração
em condições normais.
23.10) Alternativa B
23.11) Alternativa C
O composto que reage mais facilmente com o hidrogênio é o que apresenta as
maiores tensões internas, ou seja, o menor ângulo entre os carbonos.
Ciclopropano.
23.12) Alternativa E
Considerando as mesmas condições reacionais, o ciclano que é mais estável e não
adiciona bromo é o ciclohexano, pois apresenta as menores tensões internas.
23.13) Alternativa C
O ciclopropano é o mais reativo, pois apresenta as maiores tensões internas.
O ciclopentano é o menos reativo, pois apresenta as menores tensões internas.
23.14) Alternativa A
A ruptura do anel é mais fácil no ciclopropano, pois o ângulo entre os carbonos é
menor e a tensão interna é maior.
23.15) Alternativa B
É possível obter o brometo de ciclopentila por uma reação de substituição com o
ciclopentano e bromo.
23.16) 19 (01 – 02 – 16)
01) Correta.
Os compostos apresentam tensões diferentes, pois seus carbonos possuem ângulos
de ligação internos diferentes.
02) Correta.
Os ciclanos apresentam fórmula geral CnH2n e são isômeros dos alcenos.
04) Incorreta.
O composto IV não reage com HCℓ, pois apresenta ciclo resistente à rupturas.
08) Incorreta.
O composto IV não apresenta estrutura plana.
16) Correta.
Por serem mais estáveis, os compostos III e IV quando reagem com cloro, sofrem
reações de substituição.
23.17) 05 (01 – 04)
Reação I.
Reação II.
01) Correta.
Os produtos da reação apresentam a mesma fórmula molecular (C 3H7Br).
02) Incorreta.
As reações geram produtos diferentes.
04) Correta.
Na reação II é formado um haleto de alquila secundário.
08) Incorreta.
Em I ocorre uma reação de adição.
23.18) Alternativa C
I. Correta.
Um ciclo com 3 carbonos apresenta ângulos internos de 60º e uma tensão muito
grande, sofrendo reações de adição facilmente.
II. Correta.
Um ciclo com 4 carbonos apresenta um ângulo interno de 90º e uma tensão menor
que o de 3 carbonos.
III. Incorreta.
Um ciclo de 6 carbonos é estável, pois assume conformações de maior estabilidade
devido ao seu ângulo ser maior.
23.19)
a)
Com a fórmula molecular C6H12 (CnH2n), podemos ter um alceno ou um ciclano. O
alceno sofre reação de adição à insaturação quando em presença de H2 e
catalisador, o que não ocorre com o ciclano de seis carbonos por ter uma estrutura
mais estável.
b)
23.20)
Os cicloalcanos pequenos são relativamente instáveis devido à grande tensão.
Ocorre
então
quebra
de
ligação
com
maior
facilidade
mesmo
a
baixas
temperaturas. Com o aumento da cadeia, cresce a estabilidade, acarretando
necessidade de aumento de temperatura para que ocorra a reação.
QUI 8C aula 24
24.01) Alternativa D
Ocorre u uma reação de eliminação do grupo HCℓ da estrutura.
24.02) Alternativa B
Ocorre a eliminação de água (H2O) da estrutura, ou seja, uma reação de
desidratação.
24.03) Alternativa C
O álcool utilizado é o 2-propanol.
24.04)
a)
b)
c)
24.05) Alternativa D
A desidratação de um ácido carboxílico produz seu respectivo anidrido.
A desidratação do ácido propanoico irá produzir o anidrido propanoico.
24.06) Alternativa B
Desidratação intramolecular:
É formado o eteno.
Desidratação intermolecular:
É formado o éter etílico.
24.07) Alternativa C
O composto é o éter etílico e tem fórmula molecular C4H10O.
24.08) Alternativa B
É uma reação de eliminação.
24.09) Alternativa C
O anidrido etanoico tem fórmula C4H6O3.
24.10) Alternativa B
Um álcool terciário são mais facilmente desidratados que um álcool secundário, que
é desidratado mais facilmente que um álcool primário.
A ordem crescente é:
Álcool primário < álcool secundário < álcool terciário
24.11) Alternativa A
X – possui 4 carbonos
Y – possui 8 carbonos
24.12) Alternativa D
Ocorre a retirada do H e do Cℓ, formando um alceno:
CH3 – CH = CH2
 propeno
24.13) Alternativa B
Desidratação intramolecular:
É formado o eteno.
Desidratação intermolecular:
É formado o etoxietano.
24.14) Alternativa B
O etanol sofre uma desidratação, classificada como reação de eliminação.
24.15) Alternativa E
A substância C é um cicleno de fórmula C7H12.
24.16) Alternativa E
O 2-metil-butan-2-ol é mais facilmente desidratado, pois é um álcool terciário.
24.17) Alternativa A
Realizando as desidratações intermoleculares entre os compostos:
É formado o éter etílico.
É formado o éter di-isopropílico.
É formado o éter etilisopropílico.
24.18) Alternativa D
O reagente utilizado é o 3-bromopentano.
O composto formado (2-penteno) apresenta isomeria geométrica.
24.19)
a)
b)
24.20)
a)
b)
QUI 8D aula 22
22.01) Alternativa B
Quanto maior for o Ka, mais forte é o ácido, então a ordem crescente é:
H2CO3 (Ka = 4,3 ⋅ 10–7) < H3PO4 (Ka = 7,6 ⋅ 10–3) < HCℓ (Ka = 107)
22.02) Alternativa C
Apenas o H2CO3 pode ser considerado como ácido fraco, pois tem um Ka menor que
10–5.
22.03) Alternativa D
Alternativa D
Nº oxigênio – nº H+
H2SO4 = 4 – 2 = 2  forte
HNO3 = 3 – 1 = 2  forte
22.04) Alternativa E
A força de um ácido pode ser comparada por sua constante de ionização.
22.05) Alternativa A
O ácido mais forte da série é o que possui o maior Ka.
HNO2
Ka = 4,5 ⋅ 10–4
22.06) Alternativa A
A concentração de H+ será maior no ácido mais forte, ou seja, o que possui o maior
Ka.
Ácido IV Ka = 2,3 ⋅ 10–1
22.07) Alternativa E
I. Correta.
A constante da primeira ionização (K1) é sempre maior que a constante da segunda
ionização (K2).
II. Correta.
A primeira ionização é mais intensa que a segunda ionização.
III. Correta.
O H2CO3 libera maior quantidade de H+ que o HCO3–.
22.08) Alternativa C
O HI é o ácido que apresenta a maior constante de ionização, portanto, é o ácido
mais forte, fazendo com que seja o de maior condutibilidade elétrica (maior
concentração de íons).
22.09) Alternativa B
A solução considerada melhor condutora de eletricidade será a que tiver a maior
quantidade de íons dissolvidos em solução.
O ácido que possui a maior constante de ionização irá liberar maior quantidade de
íons em solução.
HBrO2
Ka = 6,0 ⋅ 10–2
22.10) Alternativa C
20 mol X

100%
2 mol X

x
x = 10%
10 mol Y

100%
7 mol X

y
y = 70%
5 mol Z

100%
1 mol Z

z
z = 20%
I. Incorreta.
Y é o ácido mais forte, pois possui o maior grau de dissociação (70%).
II. Incorreta.
X é o ácido mais fraco, pois possui o menor grau de dissociação (10%).
III. Correta.
Y é o ácido mais forte, pois possui o maior grau de dissociação (70%).
22.11) 08
01) Incorreta.
Um ácido fraco reage com uma base.
02) Incorreta.
Um ácido deixa o meio incolor na presença de fenoftaleína.
04) Incorreta.
Apresenta igual concentração de íons H+ e A–.
08) Correta.
Possui baixo grau de ionização, portanto, a concentração de HA é maior que a dos
íons presentes no sistema.
16) Incorreta.
Como um ácido fraco ioniza pouco, apresenta baixas concentrações de íons no
sistema e é pouco condutor.
22.12) Alternativa C
Intensidade da luz: muito intensa  ácido forte (HCℓ)
Intensidade da luz: fraca  ácido fraco (CH3COOH)
22.13) Alternativa E
A primeira ionização sempre é maior do que a segunda, que por sua vez, é maior
do que a terceira.
K 1 > K2 > K3
22.14) Alternativa D
Considera-se que um ácido forte tem grau de dissociação 100%, portanto, ocorre
ionização de todas as moléculas, logo:
No início:
HNO3

1 mol/L
H+
+
0
NO3–
0
Após ionização:
HNO3

0
H+
+
1 mol/L
NO3–
1 mol/L
22.15) Alternativa B
0,18 mol HA 
x

90%
100%
x = 0,2 mol
22.16) Alternativa C
O ácido HA ioniza conforme a reação:
HA

H+
+
A–
A outra espécie do sistema é A–.
22.17) 01
O ácido mais dissociado é o que apresenta o menor pka
pKa = –log Ka
pKa = –log 5140 ⋅ 10–5
pKa = –log 514 ⋅ 10–4
pKa = –(log 514 + log 10–4)
pKa = –(2,7 – 4)
pKa = 1,3
pKa = –log Ka
pKa = –log 6,3 ⋅ 10–5
pKa = –(log 6,3 + log 10–5)
pKa = –(1,43 – 5)
pKa = 3,57
O ácido presente a afirmativa 01 é o que possui o menor pKa, logo, é o ácido mais
forte.
22.18) Alternativa A
Como o pKa da solução 1 é menor que o pKa da solução 2, a solução 1 é mais
ácida.
22.19)
H2CO3(aq) + H2O(ℓ) ⇌ HCO3–(aq) + H3O+(aq)
Ka = 4,3 ⋅ 10–7
HCO3–(aq) + H2O(ℓ) ⇌ CO32–(aq) + H3O+(aq)
Ka = 7,0 ⋅ 10–11
H2C2O4(aq) + H2O(ℓ) ⇌ HC2O4–(aq) + H3O+(aq) Ka = 5,9 ⋅ 10–2
HC2O4–(aq) + H2O(ℓ) ⇌ C2O42–(aq) + H3O+(aq) Ka = 6,4 ⋅ 10–5
A espécie que possui o maior Ka, sofre mais ionização e apresenta mais íons em
solução:
CO32– < HCO3– < C2O42– < HC2O4–
22.20)
A ionização em ácidos fortes é 100%, logo:
a)
HNO3

H+
+
NO3–
0,01 mol/L
0,01 mol/L
2 H+
SO42–
b)
H2SO4

+
0,02 mol/L
0,01 mol/L
c)
O H+ liberado na segunda etapa é muito menor que na primeira, portanto, só
considera a primeira ionização.
Ka = α2 ⋅ []
10–7 = α2 ⋅ 0,1
α = 10–3
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 10–3 ⋅ 0,1
[H+] = 10–4 mol/L
QUI 8D aula 23
23.01) Alternativa D
O vinagre irá apresentar as espécies químicas:
CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO– + H+
23.02) Alternativa D
I. Correta.
Quando a concentração do ácido diminui, aumenta o grau de ionização do ácido.
II. Incorreta.
A constante de ionização não se altera com a alteração da concentração.
III. Correta.
É possível usar a expressão reduzida porque o grau de ionização é inferior a 5%.
23.03) Alternativa B
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (1,35 ⋅ 10–2) ⋅ 0,1
Ka = 1,82 ⋅ 10–5
23.04) Alternativa A
Quanto maior o Ka, maior a força de um ácido. A ordem decrescente é:
HCℓO2 > HCOOH > HCℓO > HBrO > HCN
23.05) Alternativa E
O ácido mais forte é aquele que possui o maior Ka.
H3PO4
23.06) Alternativa D
Ka = α2 ⋅ []
10–8 = α2 ⋅ 1
α = 10–4  0,01%
23.07) Alternativa A
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (0,283 ⋅ 10–2)2 ⋅ 2
Ka = 1,6 ⋅ 10–5
23.08) Alternativa E
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (0,45 ⋅ 10–2)2 ⋅ 0,02
Ka = 4 ⋅ 10–7
23.09) Alternativa B
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (4 ⋅ 10–2)2 ⋅ 0,01
Ka = 1,6 ⋅ 10–5
23.10) Alternativa C
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (3,7 ⋅ 10–2)2 ⋅ 0,1
Ka = 1,4 ⋅ 10–4
23.11) Alternativa A
Ka =
α2  []
1α
Ka =
(30  102 )2  2  102
1  0,3
Ka = 2,5 ⋅ 10–3
23.12) Alternativa E
Ka = α2 ⋅ []
2,5 ⋅ 10–4 = α2 ⋅ 0,1
α = 5 ⋅ 10–2
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 5 ⋅ 10–2 ⋅ 0,1
[H+] = 5 ⋅ 10–3 mol/L
23.13) Alternativa B
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 2 ⋅ 10–2 ⋅ 0,045
[H+] = 9 ⋅ 10–4 mol/L
23.14) Alternativa A
Ka = α2 ⋅ []
1,8⋅ 10–5 = α2 ⋅ 0,045
α = 2 ⋅ 10–2  2%
23.15) Alternativa A
Ka = α2 ⋅ []
1,8⋅ 10–5 = α2 ⋅ 1
α = 4,24 ⋅ 10–3  0,424%
23.16) Alternativa E
I) ácido forte α = 100%
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 1 ⋅ 0,001
[H+] = 10–3 mol/L
II) ácido forte α = 100%
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 1 ⋅ 0,001
[H+] = 10–3 mol/L
Como possui 2 hidrogênios ionizáveis  2 ⋅ 10–3 mol/L
III)
Ka = α2 ⋅ []
4 ⋅ 10–8 = α2 ⋅ 1
α = 2 ⋅ 10–4
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 2 ⋅ 10–4 ⋅ 1
[H+] = 2 ⋅ 10–4 mol/L
IV)
Kb = α2 ⋅ []
1,8 ⋅ 10–5 = α2 ⋅ 2
α = 3 ⋅ 10–3
[OH–] = α ⋅ []
[OH–] = 3 ⋅ 10–3 ⋅ 2
[OH–] = 6 ⋅ 10–3 mol/L
23.17) Alternativa D
Sob
temperatura
constante,
diluindo
uma
solução
ácida
provocamos
uma
diminuição na sua concentração e aumentamos seu grau de ionização, fazendo
assim sua constante de ionização permanecer inalterada.
23.18) Alternativa E
Quando ocorre a diluição de uma solução de NH4OH, o grau de dissociação irá
aumentar, porém, a constante de ionização permanece constante.
23.19)
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (1.35 ⋅ 10–2)2 ⋅ 0,1
Ka = 1,8 ⋅ 10–5
Ka = α2 ⋅ []
1,8 ⋅ 10–5 = α2 ⋅ 0,01
α = 4,24 ⋅ 10–2  4,24%
23.20)
a) HCN(aq) + H2O(ℓ) ⇌ H3O+(aq) + CN–(aq)
b)
[H+] = α ⋅ []
[H+] = 8 ⋅ 10–5 ⋅ 0,1
[H+] = 8 ⋅ 10–6 mol/L
c)
Ka = α2 ⋅ []
Ka = (8 ⋅ 10–5)2 ⋅ 0,1
Ka = 6,4 ⋅ 10–10
QUI 8D aula 24
24.01) Alternativa E
A reação é reversível, pois o ácido carbônico é um ácido instável:
H+(aq) + HCO3– (aq) ⇌ H2CO3 ⇌ H2O(ℓ) + CO2(g)
A presença de OH– irá consumir os íons H+ e deslocar o equilíbrio para a esquerda,
diminuindo o rendimento da reação direta.
24.02) Alternativa A
O sabão é eficiente na forma ionizada, portanto, em pH básico será mais eficiente,
pois quando a concentração de OH– é maior, o equilíbrio é deslocado para a
esquerda.
24.03) Alternativa B
Os refrigerantes são ácidos, portanto, apresentam maiores concentrações de íons
H+, que irão reagir com os íons OH– e deslocar o equilíbrio para a direita.
24.04) Alternativa A
A adição de ácido clorídrico aumenta a concentração de H+ e deslocará o equilíbrio
para a esquerda (sentido dos reagentes).
24.05) Alternativa E
I. Correta.
Os íons OH– irão consumir os íons H+.
II. Correta.
O consumo de íons H+ irá deslocar o equilíbrio para a direita.
III. Correta.
Com o deslocamento do equilíbrio para a direita, ocorrerá um aumento na
concentração de íons acetato (CH3COO–).
24.06) Alternativa A
A adição de HCℓ irá liberar maior quantidade de íons H +, que vai deslocar o
equilíbrio para a direita e intensificar a coloração laranja.
24.07) Alternativa E
A adição de NaOH irá liberar maior quantidade de íons OH –, que vai consumir os
íons H+ e deslocar o equilíbrio para a esquerda, intensificando a coloração amarela.
24.08) Alternativa E
A adição de NaOH irá liberar maior quantidade de íons OH–, que vai consumir os
íons H+ e deslocar o equilíbrio para a direita.
24.09) Alternativa C
Ao adicionar acetato de sódio (NaAc), ocorrerá o acréscimo de íons acetato (Ac –) ao
sistema, que vai deslocar o equilíbrio para a esquerda e consumir os íons H+,
diminuindo sua concentração.
24.10) Alternativa B
1. Correta.
O aumento na concentração de H+ irá deslocar o equilíbrio para a direita,
intensificando a cor laranja.
2. Incorreta.
A adição de um ácido forte libera H+ no meio, que irá deslocar o equilíbrio para a
direita, intensificando a cor laranja.
3. Correta.
A adição íons OH– vão consumir os íons H+ e deslocar o equilíbrio para a esquerda,
intensificando a coloração amarela.
4. Incorreta.
A cor da solução depende da concentração de H+ do meio.
24.11) Alternativa D
O único fator que altera a constante de acidez (Ka) de um ácido é a temperatura,
logo, a constante permanece inalterada.
24.12) Alternativa E
A adição de um ácido irá aumentar a concentração de íons H3O+, deslocando o
equilíbrio para a esquerda e aumentando a cor amarela do sistema.
24.13) Alternativa D
Quando borbulhar o gás amônia em solução aquosa, acontece a seguinte reação:
NH3 + H2O  NH4OH
Uma base irá liberar íons OH–, que irão consumir os íons H3O+ e deslocar o
equilíbrio químico para a direita, aumentando a cor vermelha do sistema.
24.14) Alternativa E
Com a presença de ácidos, ocorre a liberação de íons H +, que consomem os íons
OH– e deslocam o equilíbrio para a direita (desmineralização do dente).
24.15) Alternativa C
O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um sal de caráter básico, ou seja, reage com
ácidos.
Com a adição de NaHCO3, ocorre o consumo dos íons H+, deslocando o equilíbrio
químico para a esquerda e acentuando a cor verde do vegetal.
24.16) Alternativa E
A adição de CaCO3(s) não afeta o equilíbrio, pois substâncias no estado sólido não
interferem no equilíbrio químico.
*O termo aumentar o diminui a pressão parcial de um gás no sistema significa
aumentar ou diminuir a concentração desse gás.
24.17) Alternativa B
O amoníaco (NH4OH) fará com que o indicador fique com a cor B, pois desloca o
equilíbrio para o sentido da forma ionizada. A presença de íons OH– irá consumir
os íons H3O+ e deslocar o equilíbrio para a direita.
24.18) Alternativa A
O aumento da concentração de íons NH4+ fará com que o equilíbrio seja deslocado
para a direita, favorecendo a formação de íons Na+.
24.19)
a)
A adição de HCℓ irá aumentar a concentração de H + e deslocar o equilíbrio para a
esquerda, fazendo com que o íon acetato seja consumido e diminuindo sua
concentração.
b)
Kc =
[H ]  [CH3COO ]
[CH3COOH]
24.20)
a)
Local de absorção
Aspirina
p-aminofenol
Estômago
Alta
Baixa
Intestino
Baixa
alta
b)
É uma substância neutra, pois não é afetada por meio ácido ou básico.
QUI 8E aula 22
22.01) Alternativa E
I. Amoníaco – básico – coloração verde – pH entre 11 e 13.
II. Leite de magnésia – básico – coloração azul – pH entre 9 e 11.
III. Vinagre – ácido – coloração vermelha – pH entre 1 e 3.
IV. Amoníaco – ácido – coloração rosa – pH entre 3,5 e 6,5.
22.02) Alternativa D
Os sucos de abacaxi e limão são ácidos, portanto pode-se esperar as cores
vermelha ou rosa, que indicam pH abaixo de 7.
22.03) Alternativa E
Ca(OH)2 + 2 HNO3  Ca(NO3)2 + 2 H2O
1 mol
2 mol
74 g
126 g
3,7 g
6,3 g
Como a solução A possui 4 g de Ca(OH)2 e só reagem 3,7 g, é o reagente em
excesso (0,3 g de excesso) e deixa o meio alcalino.
22.04) Alternativa E
NaOH
+
1 mol
HCℓ

NaCℓ
+
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,2 mol NaOH
x

1L

100 ⋅ 10–3 L
x = 2 ⋅ 10–2 mol NaOH
1 mol NaOH

2 ⋅ 10–2 mol NaOH

y = 2 ⋅ 10
1 mol HCℓ
y
–2
mol HCℓ = 0,02 mol
22.05) Alternativa C
2 ⋅ 10–2 mol HCℓ
z

0,2 L

1L
H2O
z = 0,1 mol/L
22.06) Alternativa B
NaOH
+
1 mol
CH3COOH

CH3COONa
+
H2O
+
H2O
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,2 mol NaOH
x

1L

30 ⋅ 10–3 L
x = 6 ⋅ 10–3 mol NaOH
1 mol NaOH

6 ⋅ 10–3 mol NaOH

y = 6 ⋅ 10
1 mol CH3COOH
y
–3
mol CH3COOH
Concentração da solução de ácido acético:
6 ⋅ 10–3 mol CH3COOH

20 ⋅ 10–3 L
z

1L
z = 0,3 mol/L
22.07) Alternativa E
2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O
2 mol
1 mol
2 mol NaOH

1 mol H2SO4
0,5 mol NaOH

x
x = 0,25 mol H2SO4
1 mol H2SO4

1L
0,25 mol H2SO4

y
y = 0,25 L
22.08) Alternativa B
NaOH
1 mol
+
CH3COOH

CH3COONa
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,2 mol NaOH
x

1L

100 ⋅ 10–3 L
x = 2 ⋅ 10–2 mol NaOH
1 mol NaOH

2 ⋅ 10–2 mol NaOH

y = 2 ⋅ 10
1 mol CH3COOH
y
–2
mol CH3COOH
1 mol CH3COOH

60 g
2 ⋅ 10–2 mol CH3COOH

z
z = 1,2 g
10 g vinagre

100%
1,2 g ácido acético

w
w = 12%
22.09) Alternativa A
1 mol KOH
x

1L

20 ⋅ 10–3 L
x = 2 ⋅ 10–3 mol KOH
1 mol ácido
y

1L

10 ⋅ 10–3 L
y = 1 ⋅ 10–3 mol ácido
A proporção é de 1 mol de ácido para 2 mol de KOH, logo, o ácido possui 2
hidrogênios ionizáveis. Das opções presentes, seria o ácido sulfúrico (H2SO4).
22.10) Alternativa C
NaOH
+
HCℓ

NaCℓ
+
1 mol
1 mol
1 mol
0,1 mol
0,1 mol
0,1 mol
H2O
Será formado 0,1 mol de NaCℓ, que equivale a massa de 5,85 g.
22.11) Alternativa D
NaOH
1 mol
+
CH3(CH2)14COOH
1 mol

CH3(CH2)14COONa
+
H2O
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,25 mol NaOH

1L
x

40 ⋅ 10–3 L
x = 1 ⋅ 10–2 mol NaOH
1 mol NaOH

1 mol CH3(CH2)14COOH
1 ⋅ 10

y
–2
mol NaOH
y = 1 ⋅ 10–2 mol CH3(CH2)14COOH
1 mol CH3(CH2)14COOH

256 g
1 ⋅ 10–2 mol CH3(CH2)14COOH

z
z = 2,56 g
22.12) Alternativa C
2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O
2 mol
1 mol
2 mol NaOH

1 mol H2SO4
2 mol NaOH

98 g H2SO4

0,098 g H2SO4
x
x = 0,002 mol NaOH
0,2 mol NaOH

1L
0,002 mol NaOH

y
y = 0,01 L = 10 mL
22.13) Alternativa E
Ca(OH)2 + 2 HCℓ  CaCℓ2 + 2 H2O
1 mol
2 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCℓ:
0,1 mol HCℓ
x

1L

20 ⋅ 10–3 L
x = 2 ⋅ 10–3 mol HCℓ
2 mol HCℓ

1 mol Ca(OH)2
2 ⋅ 10–3 mol HCℓ

y
y = 1 ⋅ 10–3 mol Ca(OH)2
Concentração da solução de Ca(OH)2:
1 ⋅ 10–3 mol Ca(OH)2
z

10 ⋅ 10–3 L

1L
z = 0,1 mol/L
22.14) Alternativa D
NaOH
+
1 mol
C9H8O4

NaC9H7O4
+
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,1 mol NaOH
x

1L

20 ⋅ 10–3 L
x = 2 ⋅ 10–3 mol NaOH
1 mol NaOH

1 mol C9H8O4
2 ⋅ 10–3 mol NaOH

y
y = 2 ⋅ 10–3 mol C9H8O4
1 mol C9H8O4

180 g
2 ⋅ 10–3 mol C9H8O4

z
z = 0,36 g
1 g comprimido

100%
0,36 g ácido

w
w = 36%
22.15) Alternativa B
(NH4)2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 NH4OH (NH3 + H2O)
NH3 + HCℓ  NH4Cℓ
HCℓ + NaOH  NaCℓ + H2O
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,1 mol NaOH
x

1L

21,5 ⋅ 10–3 L
H2O
x = 2,15 ⋅ 10–3 mol NaOH
1 mol NaOH

1 mol HCℓ
2,15 ⋅ 10–3 mol NaOH

y
y = 2,15 ⋅ 10–3 mol HCℓ
Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCℓ:
0,1 mol HCℓ
z

1L

50 ⋅ 10–3 L
z = 5,0 ⋅ 10–3 mol HCℓ
5,0 ⋅ 10–3 – 2,15 ⋅ 10–3 = 2,85 ⋅ 10–3 mol de HCℓ reagem com NH3
1 mol NH3
w

1 mol HCℓ

2,85 ⋅ 10–3 mol HCℓ
w = 2,85 ⋅ 10–3 mol NH3
2 mol NH3
2,85 ⋅ 10
–3

mol NH3 
1 mol (NH4)2SO4
a
a = 1,4 ⋅ 10–3 mol (NH4)2SO4
1,4 ⋅ 10–3 mol (NH4)2SO4
b

10 mL

1000 mL
b = 0,14 mol/L
22.16) Alternativa A
Foram usados 5 mL do ácido para chegar ao ponto de equivalência e neutralizar a
base.
BOH
+
1 mol
HA

BA
+
H2O
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de HA:
0,1 mol HA
x

1L

5 ⋅ 10–3 L
x = 5 ⋅ 10–4 mol HA
1 mol HA

1 mol BOH
5 ⋅ 10

y
–4
mol HA
y = 5 ⋅ 10–4 mol BOH
Concentração da solução de base:
5 ⋅ 10–4 mol BOH
z

50 ⋅ 10–3 L

1L
z = 0,01 mol/L
22.17) Alternativa C
NaOH
+
1 mol
CH3COOH

CH3COONa
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
1 mol NaOH

1 mol CH3COOH
1 mol NaOH

60 g CH3COOH

3 g CH3COOH
x
x = 0,05 mol NaOH
0,5 mol NaOH

1L
0,05 mol NaOH

y
y = 0,1 L
22.18) Alternativa A
NaHCO3 + HCℓ  NaCℓ + H2CO3 (H2O + CO2)
1 mol
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de HCℓ:
5 ⋅ 10–2 mol HCℓ
x


x = 2,5 ⋅ 10
1L
0,5 L
–2
mol HCℓ
1 mol HCℓ

1 mol NaHCO3
2,5 ⋅ 10–2 mol HCℓ

y
y = 2,5 ⋅ 10–2 mol NaHCO3
Cálculo da massa de NaHCO3:
1 mol NaHCO3

84 g
+
H2O
2,5 ⋅ 10–2 mol NaHCO3

z
z = 2,1 g
Seria necessária 1 pastilha (2 g) para neutralizar a acidez estomacal do indivíduo.
22.19)
NaOH
+
3 mol
C6H8O7

Na3C6H5O7
+
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,1 mol NaOH
x

1L

30 ⋅ 10–3 L
x = 3 ⋅ 10–3 mol NaOH
3 mol NaOH

1 mol C6H8O7
3 ⋅ 10

y
–3
mol NaOH
y = 1 ⋅ 10–3 mol C6H8O7
1 mol C6H8O7

192 g
1 ⋅ 10–3 mol C6H8O7

z
z = 0,192 g
0,384 g

100%
0,192 g

w
w = 50%
22.20)
NaOH
+
1 mol
HCℓ

NaCℓ
+
1 mol
Cálculo da quantidade de matéria da solução de NaOH:
0,1 mol NaOH
x

1L

250 ⋅ 10–3 L
x = 2,5 ⋅ 10–2 mol NaOH
1 mol NaOH

2,5 ⋅ 10–2 mol NaOH 
1 mol HCℓ
y
y = 2,5 ⋅ 10–2 mol HCℓ = excesso
H2O
3 H2O
Ácido inicial: 800 mL a 0,2 mol/L ⇒ 0,16 mol HCℓ
Ácido que reagiu: 0,16 – 0,025 = 0,135 mol HCℓ
Na2CO3
+
2 HCℓ
1 mol Na2CO3

2 mol HCℓ
106 g Na2CO3

2 mol HCℓ
106 g Na2CO3

0,135 mol HCℓ

2 NaCℓ
+
H2O + CO2
z = 7,155 g
10 g

100%
7,155 g

w
w = 71,55%
QUI 8E aula 23
23.01) Alternativa E
O petróleo é um recurso proveniente de processos de sedimentação envolvendo
regiões continentais de origem marinha ou depósitos submarinos. Como leva
milhões de anos para ser formado, é considerado um recurso não renovável.
23.02) Alternativa B
O fim da Idade do Petróleo está relacionado com o desenvolvimento da tecnologia e
de novas fontes de energia.
23.03) Alternativa D
Avaliando os gráficos é possível perceber que Brasil aumentou a produção interna
de petróleo e diminuiu a importação do petróleo vindo dos países do Oriente Médio.
23.04) Alternativa D
O petróleo é uma mistura em que predominam os hidrocarbonetos.
23.05) Alternativa D
A queima do óleo presente na água iria liberar gás carbônico (CO2), que intensifica
o efeito estufa e outros poluentes. O dano que estaria na água seria transferido
para o ar atmosférico.
23.06) Alternativa C
Os alcanos de menor massa molar são mais voláteis, assim facilitam a ignição do
motor.
23.07) Alternativa E
O craqueamento do petróleo tem como finalidade romper as ligações dos
hidrocarbonetos de alto peso molecular, gerando radicais de menor cadeia.
23.08) Alternativa E
I. Incorreta.
A distribuição do petróleo não é uniforme no planeta, sendo concentrada em
algumas regiões específicas.
II. Correta.
O petróleo é composto basicamente por hidrocarbonetos, existindo vários isômeros
na composição.
III. Correta.
O petróleo é uma mistura complexa que necessita passar por um processo de
destilação fracionada para ser utilizado.
23.09) Alternativa A
A gasolina é composta por hidrocarbonetos, assim como o diesel.
O gás carbônico é um óxido, assim como o óxido de cálcio (CaO).
23.10) 31 (01 – 02 – 04 – 08 – 16)
01) Correta.
O petróleo é constituído principalmente por uma mistura de hidrocarbonetos.
02) Correta.
A destilação fracionada separa as frações mais leves das frações pesadas do
petróleo.
04) Correta.
O gás liquefeito de petróleo (GLP) é formado por butano e propano. Utilizado como
gás de cozinha.
08) Correta.
Gasolina, querosene e óleo diesel são obtidos a partir do petróleo.
16) Correta.
O craqueamento do petróleo ocorre com a quebra de moléculas maiores em
moléculas menores.
23.11) Alternativa C
A volatilidade das cadeias carbônicas está ligada ao seu tamanho. Quanto maior for
a cadeia, menos volátil é a fração.
23.12) Alternativa A
É possível observar uma tendência de aumento do ponto de ebulição conforme
aumenta o número de carbonos na cadeia.
O pentano (5 carbonos) tem ponto de ebulição 36ºC, logo, o hexano terá um ponto
de ebulição maior que 36ºC, sendo líquido à temperatura ambiente.
23.13) 07 (01 – 02 – 04)
01) Correta.
Milhões de anos atrás, animais e vegetais marinhos foram soterrados e submetidos
à ação do calor, pressão e microrganismos, formando o petróleo.
02) Correta.
O craqueamento do petróleo consiste na quebra de moléculas maiores em
moléculas menores.
04) Correta.
Os alcanos são muito utilizados como matéria prima para milhares de compostos,
por intermédio da indústria petroquímica.
08) Incorreta.
Álcool etílico não é proveniente do petróleo.
16) Incorreta.
O Brasil não é autossuficiente em todas as frações do petróleo.
23.14) Alternativa C
O processo de combustão consome gás oxigênio, por isso sua concentração irá
diminuir. Ocorre a produção de gás carbônico e água, aumentando assim a
concentração de vapor d’água no ambiente de queimada.
23.15) Alternativa A
I. O gráfico A pode representar os pontos de ebulição dos alcanos, pois aumentam
conforme aumenta o número de carbonos.
II. A destilação é o principal processo que ocorre em uma refinaria de petróleo.
III. O craqueamento permite obter moléculas menores (frações mais leves)
partindo de moléculas maiores (frações mais pesadas).
IV. O gráfico A pode representar o número de isômeros de um alcano, que irá
aumentar conforme aumenta o número de carbonos.
23.16) Alternativa A
A ordem de saída dos produtos provenientes da destilação do petróleo tem como
critério a massa, sendo que as frações mais leves saem na parte de cima e as mais
pesadas na parte de baixo.
I. gás de cozinha
II. gasolina
III. óleo diesel
IV. asfalto
23.17) Alternativa C
O gás de cozinha (GLP) é composto por alcanos com 3 e 4 átomos de carbono
(mistura de propano e butano).
23.18) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
As etapas da indústria do petróleo são a prospecção, perfuração, extração,
transporte até as refinarias e refino.
02) Correta.
A destilação fracionada é o processo que permite separar as frações do petróleo.
04) Correta.
O craqueamento permite obter moléculas menores (frações mais leves) partindo de
moléculas maiores (frações mais pesadas).
08) Correta.
Nos motores a explosão ocorre a transformação de energia química em energia
mecânica.
16) Correta.
O tetra-etil-chumbo é um agente antidetonante que tem seu uso proibido no Brasil,
pois libera resíduos contendo chumbo que são poluentes.
32) Correta.
A nafta é um componente fundamental para a indústria petroquímica.
23.19)
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.
23.20)
A equação de combustão do iso-octano é:
C8H18 + 12,5 O2  8 CO2 + 9 H2O
Como o ar tem uma composição de 21% de gás oxigênio:
12,5 mol O2
x

12,5%

100%
x = 59,5 mol de ar
59,5 mol de ar (47 mol N2 + 12,5 mol O2)
C8H18 + 59,5 ar  8 CO2 + 9 H2O + 47 mol N2
QUI 8E aula 24
24.01) Alternativa B
1 kg GNV
x

50200 kJ

46900 kJ
x = 0,93 kg GNV
0,8 kg GNV

0,93 kg GNV 
1 m3
y
y = 1,17 m3
Para produzir a mesma energia que 1 litro de gasolina, serão necessários 1,17 m3
de GNV (1170 L), ou seja, um volume muito maior que deve ser armazenado a alta
pressão.
24.02) Alternativa B
O gás natural vem sendo usado como combustível, pois ocorre a exploração de
novas jazidas, além de ser um combustível menos poluente que os derivados de
petróleo.
24.03) Alternativa B
A matéria orgânica descartada no biodigestor irá decompor e produzir metano
(CH4), que pode ser utilizado como combustível.
24.04) Alternativa B
O biogás é composto basicamente por metano (CH4), que é classificado como um
alcano.
24.05) Alternativa E
O gás metano, que é o principal componente do gás natural, pode ser obtido por
diversas formas, como jazidas e através da decomposição da matéria orgânica.
24.06) Alternativa C
O biodigestor deve ser alimentado por resíduos orgânicos, que por processos de
fermentação irão produzir o biogás (mistura de metano e etano).
24.07) Alternativa E
O gás que é utilizado como combustível é o CH4 (metano).
O cheio característico do gás é devido à presença de sulfeto de hidrogênio (H 2S).
24.08) Alternativa C
A combustão de uma substância é a reação com o oxigênio, ocorrendo oxidação e
formando substâncias mais simples.
24.09) 26 (02 – 08 – 16)
01) Incorreta.
O gás natural é formado por metano e etano.
02) Correta.
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos entre 5 e 8 carbonos.
04) Incorreta.
As cadeias carbônicas são quebradas quando acontece o craqueamento do petróleo.
08) Correta.
O benzeno é um hidrocarboneto aromático.
16) Correta.
O petróleo, carvão e madeira são fontes importantes para a extração de compostos
orgânicos.
32) Incorreta.
O asfalto apresenta alto ponto de ebulição, pois são hidrocarbonetos de alto peso
molecular.
24.10) Alternativa A
I. Correta.
O carbono liberado na queima do biodiesel faz parte do ciclo do carbono, ou seja, já
participa de processos naturais envolvendo fotossíntese.
II. Incorreta.
O processo de fabricação do bio-óleo trabalha com matrizes vegetais, não
envolvendo combustíveis fósseis.
III. Incorreta.
A combustão do bio-óleo libera CO2, gás que atua no efeito estufa.
24.11) Alternativa C
2 CH3OH + 3 O2  2 CO2 + 4 H2O
2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
2 C8H18 + 25 O2  16 CO2 + 18 H2O
24.12) Alternativa C
A fração de hidrocarbonetos que se apresenta líquida possui entre 5 a 17 carbonos.
24.13) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
É conhecida como gás dos pântanos e quando misturado com o ar, chama-se grisu.
02) Correta.
Pode
ser
formado
pela
decomposição
da
matéria
orgânica
em
aterros
e
biodigestores.
04) Correta.
Pode ser extraído de jazidas e é o principal componente do biogás.
08) Correta.
Sua combustão é exotérmica e pode ser usado como combustível.
16) Correta.
É o alcano mais simples que existe (CH4), não possui isômeros e sua densidade é
menor que a do ar.
32) Correta.
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
1 mol CH4

1 mol CO2
16 g CH4

22,4 L CO2
32 ⋅ 10 g CH4

x
3
x = 44,8 ⋅ 103 L  44,8 m3 CO2
24.14) Alternativa C
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
ΔH = –9 ⋅ 102 kJ (x10)
10 CH4 + 20 O2  10 CO2 + 20 H2O
ΔH = –9 ⋅ 103 kJ
C14H30 + 43/2 O2  14 CO2 + 15 H2O
ΔH = –9 ⋅ 103 kJ
14CO2
= 1,4
10CO2
24.15) Alternativa C
1 megawatt-hora = 1000 quilowatt-hora
1 quilowatt-hora

1 t carvão
1000 quilowatt-hora

x
x = 1000 t carvão
1000 t carvão
y

100%

60%
y = 600 t carbono
C + O2  CO2
1 mol C

1 mol CO2
12 g C

44 g CO2
600 t C

z
z = 2200 t CO2
24.16) 07 (01 – 02 – 04)
01) Correta.
Quando se mantém o motor de um carro funcionando em ambiente fechado, ocorre
a liberação de CO, pela combustão incompleta, que é um gás altamente tóxico.
02) Correta.
A fuligem liberada pelos escapamentos do carro é proveniente da combustão
incompleta de combustíveis.
04) Correta.
O octano libera maior quantidade de energia por mL.
Octano (1 mL = 0,7 g; 114 g/mol)
114 g C8H18

5470 kJ
0,7 g C8H18

x
x = 33,59 kJ
Etanol (1 mL = 0,8 g; 46 g/mol)
46 g C2H6O

1367 kJ
0,8 g C2H6O

y
y = 23,77 kJ
Metanol (1 mL = 0,79 g; 32 g/mol)
32 g CH4O

726 kJ
0,79 g CH4O

z
z = 17,9 kJ
08) Incorreta.
O octano libera mais energia por grama.
114 g C8H18

5470 kJ
1 g C8H18

x
46 g C2H6O

1367 kJ
1 g C2H6O

y
32 g CH4O

726 kJ
1 g CH4O

z
x = 47,98 kJ
y = 29,72 kJ
z = 22,69 kJ
16) Incorreta.
Consome 1,5 mol de O2.
C2H5OH + 3/2 O2  2 CO2 + 3 H2O
24.17) Alternativa C
1. Incorreta.
O querosene é uma mistura.
2. Correta.
1L

2 ⋅ 105 L

0,8 kg
x
x = 1,6 ⋅ 10 kg
5
1 kg

4 ⋅ 107 J
1,6 ⋅ 105 kg

y
y = 6,4 ⋅ 1012 J
3. Correta.
O composto C15H32 é um alcano, por isso não tem insaturações e possui vários
isômeros.
4. Incorreta.
O craqueamento consiste na quebra de moléculas mais pesadas em moléculas mais
leves.
5. Correta.
1 casa
x

6,4 ⋅ 108 J

6,4 ⋅ 1012 J
x = 10000 casas
24.18) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
O carvão mineral tem sua origem vegetal e seu principal componente e o grafite.
02) Correta.
Os principais tipos de carvão encontrados são turfa, linhito, hulha e antracito.
04) Correta.
A destilação seca da hulha são o alcatrão e o coque.
08) Correta.
O alcatrão de hulha é uma importante fonte de compostos aromáticos.
16) Correta.
O coque contém alto teor de carbono, por isso é usado em siderúrgicas.
32) Correta.
O xisto também é considerado uma fonte não renovável de energia.
24.19)
a)
1 m3

0,070 m3 biogás
4 ⋅ 106 m3

x
x = 0,28 ⋅ 106 m3 biogás
0,28 ⋅ 106 m3 biogás
y

100%

60%
x = 0,168 ⋅ 106 m3 metano
Serão economizados 1,68 ⋅ 105 L de gasolina.
24.20)
a)
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
H2S + 3/2 O2  SO2 + H2O
b)
O gás H2S.
Possui um odor desagradável e é um poluente, pois pode formar chuva ácida.