QUÍMICA

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QUÍMICA
CADERNO 6 – CURSO D/E
6)
Mg
Al
Ni
Pb
Cu
FRENTE 1 – FÍSICO-QUÍMICA
Pilha: catodo: Pb
anodo: Al
Resposta: E
■ Módulo 24 – Eletroquímica (II):
Potencial de Redução
e Voltagem
7)
1)
2)
Oxidação (anodo): Pb →
+2
+ 0,13 V
+ 0,34 V
Redução (catodo): Cu2+ + 2 e– → Cu
–––––––––––––––––––––––––––––––
(global):
Pb + Cu2+ → Pb2+ + Cu + 0,47 V
Resposta: B
Pb2+
e–
Como Ered
Cu2+
+
Reações
Catodo : 3 Cu2+ + 6 e– → 3 Cu + 0,34 V semiequação
de redução
+
Anodo : 2 Al → 6 e– + 2 Al 3
+ 1,66 V semiequação
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– de oxidação
2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al 3+ + 3 Cu ΔE = 2,00V equação total
(global)
Ni → Ni2+ + 2e–
+ 0,25 V
+ 0,80 V
2 Ag+ + 2 e– → 2 Ag
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Ni + 2 Ag+ → Ni2+ + 2 Ag + 1,05 V
3 Cu2+ +
a)
Al 3+
Cu2 reduz-se (catodo ) e Al oxida-se (anodo )
Resposta: D
3)
> Ered
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
6 e– →
ou
Cu2+ + 2 e– →
b) ΔE = 1,10V
c)
3 Cu
Cu0
Resposta: D
8)
Al3+ + 3e– → Al 0
Cu2+ + 2e– → Cu0
a)
E0 = – 1,66 V
E0 = + 0,34 V
2Al 0 + 3Cu2+ → 2Al 3+ + 3Cu0
b)
ΔE = 0,34 V – (– 1,66 V) = + 2,00 V
c) Polo negativo: Al; polo positivo: Cu
d) oxidação: polo negativo; redução: polo positivo.
4)
5)
+ 044 V
Fe → Fe2+ + 2e–
+ 0,34 V
Cu2+ + 2 e– → Cu
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
+ 0,78 V
A pilha com maior diferença de potencial apresenta no anodo
o elemento de maior potencial de oxidação e, no catodo, o
elemento de maior potencial de redução.
Resposta: A
a) Pilha 1: X: Ni
0
– E0menor
ΔE0 = Emaior
+ 0,23 V = 0 – E0menor
E0menor
Ni2+
= – 0,23 V
+ 2
e–
→ Ni – 0,23 V
Pilha 2: Y: Fe
0
ΔE0 = Emaior
– E0menor
+ 0,21 V = – 0,23 V – E0menor
E0menor = – 0,44 V
b) É espontânea.
ΔE0 = + 1,10 V
Agente oxidante: CuCl2
9)
Conforme esquematizado, formam-se bolhas de H2 gasoso
indicando a redução de H+ e portanto, a oxidação do Mg.
Catodo 2 H+(aq) + 2e– ⎯⎯→ H2(g)
Anodo Mg(s)
⎯⎯→ 2e– + Mg2+(aq)
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Mg (s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)
Como [H+] diminui, o pH aumenta.
Como Mg(s) → Mg2+(aq), a massa de Mg diminui.
Como Cu(s) não reage, sua massa permanece constante.
Resposta: E
10) Como ddp é 1,10 V, os eletrodos serão de Zn e Cu
Ered 2+ > Ered 2+
Cu
Cu2+
Zn
reduz-se, catodo e Zn0 oxida-se, anodo Reações:
Catodo Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) + 0,34 V
III e IV
Anodo Zn(s) → 2e– + Zn2+(aq) +0,76 V
I e II
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Zn(s) + Cu2+(aq) →
← Zn2+(aq) + Cu(s) ΔE = +1,10 V (ddp)
V. Ponte salina: solução iônica de KNO3
VI. Fio de cobre
Resposta: A
–1
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11) a) E0red
Ag+
■ Módulo 25 – Eletrólise Ígnea
> E0red
Li+
Ag+ reduz-se, catodo e Li oxida-se, anodo + 0,80 V
1 Ag+ + 1e– → 1 Ag
1 Li → 1e– + Li+
+ 3,04 V
–––––––––––––––––––––––––––––––––––
Li + Ag+ →
← Li+ + Ag + 3,84 V
Catodo Anodo 1)
2)
H+
Δ
NaCl (s) ⎯→ Na+ (l) + Cl– (l) fundido
Na+ (l) + e– → Na (l)
b) ΔE0 = 3,84 V
12) Como Ered
Correta.
Célula galvânica: espontânea (ΔE0 > 0)
Célula eletrolítica: não espontânea (ΔE0 < 0)
2 Na + O2 → Na2O2 (sódio muito reativo)
Resposta: B
> Ered
Zn2+
Zn sofrerá oxidação sendo corroído pelo ácido.
3)
Alto consumo de energia térmica: 1000°C
Alto consumo de energia elétrica: 297 kJ/mol de Al
Como Ered
Cu2+
> Ered
Resposta: A
H+
Cu não sofrerá oxidação e não será corroído pelo ácido.
Portanto, haverá dissolução parcial do latão com a corrosão
do zinco.
4)
Mg2+ + 2OH– → Mg(OH)2
B
13) O ferro da palha de aço reage com o oxigênio do ar na
presença de água, formando a ferrugem (óxido de ferro
hidratado) .
2 Cl– → 2 e– + Cl2
C
H2 + Cl2 → 2 HCl
D
2 Fe + 3/2 O2 + nH2O → Fe2O3 . nH2O
Δ
b) MgCl2 ⎯→ Mg2+ (l) + 2 Cl– (l)
O consumo de O2 do ar, nessa reação, faz com que a pressão
dentro do tubo diminua. Como consequência, sobe o nível de
água dentro do mesmo. A água não enche totalmente o tubo,
pois o N2 do ar (aproximadamente 80% em volume do ar) não
é consumido.
Resposta: D
14) Para a proteção de objetos de aço utilizam-se metais mais
reativos que o ferro ou seja, que apresentam menor E0red,
logo, somente o magnésio.
Magnésio, funcionará como anodo, enquanto o cátion ferro
atua como catodo.
Resposta: A
Redução: Mg2+ (l) + 2 e– → Mg (l)
Oxidação: 2 Cl– (l) → 2 e– + Cl2 (g)
Δ
c) CaCO3 ⎯→ CaO + CO2
■ Módulo 26 – Eletrólise em
Solução Aquosa
1)
2)
Resposta: D
3)
Catodo: 2 H2O (l) + 2 e– → H2 (g) + 2 OH– (aq) E0 = – 0,83 V (maior)
Anodo: 2 I– (aq) → I2 (aq) + 2 e–
Anodo 2 H2 → 4
+
semiequação de oxidação
––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 H2 + O2 ⎯⎯→ 2 H2O
Resposta: C
H+
A: catodo: 2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH–
B: anodo: 2 I– → 2 e– + I2
16) As reações que ocorrem são:
Catodo O2 + 4 H+ + 4e– → 2 H2O semiequação de redução
Catodo: ígnea: Na+ (l) + e– → Na (l)
aquosa: 2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH–
Resposta: A
15) a) O eletrodo 2 é o positivo, pois recebe elétrons.
E0 = 0,00V
b) 2H2 → 4H+ + 4e–
O2 + 4H+ + 4e– → 2H2O
E0 = 1,23V
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2H2 + O2 → 2H2O
ΔE0 = 1,23V
a) CaO + H2O → Ca(OH)2
A
4e–
Resposta: A
4)
Δ
NaF (s) ⎯→ Na+ (l) + F– (l)
2 F– (l) → F2 (g) + 2 e–
Resposta: E
2–
E0 = – 0,54 V (maior)
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5)
Na2SO4 (s) → 2 Na+ (aq) + SO2–
(aq)
4
Catodo: 2 H2O + 2
→ H2 + 2
58,71 g ––––––– 1 mol
29,35 . 10–3 g ––––––– y
OH–
Anodo: H2O → 2 e– + 1/2 O2 + 2 H+
∴ y = 5,0 . 10–4 mol
Resposta: B
Resposta: A
1+
6)
e–
0
H2O ⎯⎯→ H2 redução
3–
5)
2+
4 . 96 500 C –––––– 119 g
2 NH3 + 5/2 O2 → 2 NO + 3 H2O oxidação
4+
5+
X4+ + 4 e– ⎯⎯→ X
9650 C –––––– y
2+
∴ y = 2,975 g
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO desproporcionamento ou autooxidorredução
Resposta: D
Resposta: A
7)
6)
2 Cl – ⎯→ 2 e– + Cl 2
NaCl ou FeCl 3
3L
Q=i.t
Nas duas soluções a carga elétrica é igual.
Resposta: C
7)
Al 3+ + 3e– ⎯→ Al
3 mol –––– 27 g
x –––– 675 g
x = 75 mol
Resposta: D
8)
Mx+ + x e– ⎯⎯→ M
x . 96 500 C –––––– 112 g
19 300 C –––––– 11,2 g
x=2
M2+
Catodo: 2H2O + 2 e– → H2 + 2 OH–
Anodo: 2 OH– → 2 e– + 1/2 O2 + H2O
Resposta: C
8)
Catodo: 2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH– (meio básico)
Anodo: H2O → 2 e– + 1/2 O2 + 2 H+ (meio ácido)
Fenolftaleína em meio básico é vermelha.
Resposta: A
9)
Catodo: 2 H2O + 2 e– → H2 + 2 OH– (meio básico)
Fenolftaleína em meio básico é vermelha.
Resposta: E
■ Módulo 27 – Estequiometria na Eletrólise
Resposta: B
1)
2)
Cr3+ + 3 e– ⎯→ Cr
3 mol ––––– 52 g
x
––––– 5,2 g
∴ x = 0,3 mol
Resposta: D
t = 48min e 15 s = 2895 s
i = 0,2 A
Q = i t ∴ Q = 0,2 A . 2895 s
∴ Q = 579 C
Zn ⎯→ Zn2+ + 2 e–
65,4 g ––––––––– 2 . 96 500 C
x
––––––––– 579 C
9)
a) Verdadeira
0,3467
0,5906
–––––– = ––––––
52
59
–––
–––
3
x
x=2
b) Verdadeira
52
96 500 C ––––––– ––– g de Cr
3
Q
–––––––– 0,3467g
Q = 1930 coulombs
10) Ni2+ + 2 e– ⎯→ Ni
2 mol –––– 58,70 g
x
–––– 29,35 g
x = 1 mol
∴ x = 0,1962 g
Resposta: B
3)
Cu2+ + 2 e– ⎯⎯⎯⎯→ Cu
2 . 6,02 . 1023 e– –––––– 63,5 g
x
–––––– 0,317 g
∴ x = 6,02 . 1021 elétrons
Resposta: E
Cu2+ + 2 e– ⎯→ Cu
2 mol –––– 63,5 g
1 mol –––– y
y = 31,75 g
Fe3+ + 3 e– ⎯→ Fe
3 mol –––– 55,80 g
4)
Ni2+ + 2 e– ⎯⎯→ Ni
2 mol –––––– 58,71 g
1,0 . 10–3 mol –––––– x
∴ x = 29,35 . 10–3 g
1 mol –––– z
z = 18,6 g
Resposta: C
–3
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6)
FRENTE 2 – QUÍMICA ORGÂNICA
■ Módulo 24 – Reações Orgânicas (II):
Esterificação – Lipídios
1)
2)
Resposta: C
7)
Esterificação
Ácido carboxílico + álcool → éster + água
Neutralização
Ácido + base → sal + água
Resposta: C
C17H31COO
CH2
C17H33COO
CH
C17H35COO
CH2
É um triéster (óleo) onde predomina o grupo insaturado.
C17H33COO — (1 dupla)
C17H31COO — (2 duplas)
C17H35COO — (saturado)
Resposta: C
(1) Falso. A fórmula mínima é C2H4O.
O
||
H3C — C — O — CH2 — CH3
H
(C4H8O2) → (C2H4O) fórmula mínima
8)
(2) Falso. São obtidos pela reação de ácido carboxílico e
I) Falso. A substância tem o grupo éster.
II) Verdadeiro.
H2C
C
CH2
OH OH OH
Na glicerina não há carbono quiral.
Resposta: E
álcool.
(3) Falso. O nome é butanoato de butila.
3)
A reação contrária da esterificação chamamos de hidrólise.
Triéster + 3 H2O →
← ácido graxo + glicerol (glicerina)
O
9)
III) Verdadeiro.
H 2C
OH
O
H 2C
OH
C
R
O
CH3
H 3C
C
O
CH2
CH2
OH
+
HO
H
O
CH3
H 2O + H 3C
C
H 2C
CH2
CH2
O
C
+ HO
C
R
O
R
O
H 2C
C
R
Resposta: B
CH3
10) Óleo vegetal é um triéster de cadeia predominantemente
insaturada e a gordura é um triéster de cadeia predominantemente saturada.
O
C
O
C
Triéster
(lipídio)
Resposta: D
H 3C
OH
H
C
O
H
4)
O
OH
C
CH3
H
C
CH2
OH
CH2
CH2
CH2
CH3
(álcool primário)
O
O
+ H2O
pepino
(etanoato de pentila)
CH3
O
H 3C
+ HO
C
OH
Resposta: E
CH
O
CH3
O
+ H2O
pera
(não tem C quiral)
■ Módulo 25 – Caráter Ácido e Básico –
Aminoácidos e Proteínas
1)
a) Fenol
b) A fórmula molecular da adrenalina é C9H13NO3. Um
isômero da adrenalina tem a mesma fórmula molecular.
2)
a) Ácido carboxílico e amina.
b) Isomeria óptica
Resposta: D
5)
Resposta: D
4–
c) Caráter básico: grupo amino ( — NH2)
Caráter ácido: carboxila
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3)
4)
O grupo — OH ligado a núcleo benzênico define a função
fenol, que tem caráter ácido.
Resposta: E
H3C — CH3 , H3C — OH , H3C — NH2 , H3C — COOH
etano
metanol
metilamina
ácido etanoico
(álcool metílico)
(ácido acético)
12) São proteínas:
Colágeno, queratina, quitina, insulina, caseína, hemoglobina.
Resposta: D
O
||
13) No composto formado encontramos o grupo — C — N — (amida)
|
H
Resposta: B
H+
⎯→ aminoácidos
14) Proteína + H2O ←⎯
O composto mais básico é a metilamina.
5)
Aminoácidos se unem para formar proteínas (condensação).
Na reação inversa a molécula proteína reage com H2O
formando aminoácidos (hidrólise).
Resposta: E
I. C2H6O → etanol ou éter dimetílico
II. C2H4O2 → ácido etanoico (caráter ácido)
III. CH2O → metanal
■ Módulo 26 – Hidratos de Carbono
IV. C6H6O → fenol (caráter ácido)
V. C6H12O6 → glicose
1)
Glicídio é um poliálcool aldeído ou poliálcool cetona.
Resposta: C
2)
Poliálcool de cadeia linear e com grupo aldeído.
Fórmula Cn(H2O)n é uma aldose.
Resposta: D
3)
Açúcar pode ser poli-hidroxialdeído ou poli-hidroxicetona
(erro 1). Tem fórmula geral Cn(H2O)n (erro 2) e celulose não é
digerível (erro 3).
Resposta: C
4)
Os açúcares mais simples são solúveis em H2O porque, como
a H2O, são polares e fazem pontes de hidrogênio e se oxidam
facilmente, pois o grupo aldeído é facilmente oxidado a ácido
carboxílico.
Resposta: D
5)
O aparelho digestivo não digere a celulose.
Resposta: D
6)
1 C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Resposta: E
Resposta: C
6)
a) Ácido para-aminobenzoico
b) Caráter anfótero.
7)
As aminas são bases orgânicas (IV)
Resposta: D
8)
Os aminoácidos apresentam caráter anfótero:
Resposta: B
9)
As moléculas de proteínas são principalmente formadas pela
condensação de α-aminoácidos:
H
|
R—
O
Cα — C
|
NH2
OH
o que ocorre com as moléculas II e IV.
Resposta: C
7)
H+
(C6H10O5)n + n H2O ⎯→ nC6H12O6 (hidrólise)
celulose
10) Além das funções amina e ácido carboxílico encontramos:
|
C
O
H2N
amida
— C — OH
H2
fermento
C6H12O6 ⎯⎯⎯⎯→ 2C2H5OH + 2CO2 (fermentação)
glicose
Resposta: D
O
||
— NH — C —
amida
álcool
Resposta: E
11) Na reação direta unimos 2 moléculas com retirada de H2O ∴ uma
condensação.
Na reação inversa a H2O quebra a molécula formando dois
compostos ∴ uma hidrólise.
Resposta: A
8)
a)
b)
9)
A fermentação forma gás carbônico que borbulha na solução.
C12H22O11 + H2O → 4C2H5OH + 4CO2
Glicose – frutose: isomeria de função
Glicose – galactose: isomeria óptica
Resposta: E
–5
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■ Módulo 27 – Petróleo
1)
Combustíveis fósseis: gasolina, carvão mineral, gás natural
(CH4):
Metanol → álcool
Óleo de canola → óleo vegetal
Resposta: B
6)
7)
Maior Ka: HNO2 (mais forte)
Resposta: D
I. Correta.
O aumento do Nox do Cl acompanha a força do ácido.
II. Errada.
Mais forte: HClO4 (maior Kd)
III. Errada.
5+
2)
Metano → principal constituinte do gás natural.
Resposta: A
HClO3
8)
Ka = 1,8 . 10–5; α = 3% = 3 . 10–2; M = ?
Ka = α2 M ∴ 1,8 . 10–5 = (3 . 10–2)2 M ∴ M = 2,0 . 10–2 mol/L
3)
Aumenta a temperatura na torre de fracionamento, aumenta
o tamanho da cadeia do derivado obtido.
Resposta: B
4)
I: gás de cozinha
II: gasolina
III: óleo diesel
IV: asfalto
Resposta: A
5)
Quanto menor a cadeia carbônica, mais volátil é o
hidrocarboneto.
Resposta: C
6)
Gás de cozinha (GLP): propano (3 átomos de carbono na cadeia) e butano (4 átomos de carbono
na cadeia.
Resposta: 3
7)
O éter de petróleo é obtido por fracionamento do petróleo.
Resposta: A
8)
Cracking ou craqueamento:
“Quebra de cadeias maiores em cadeias menores”.
Resposta: C
Resposta: A
9)
10) I. Errada.
Adição de OH– desloca o equilíbrio no sentido da mineralização.
II. Errada.
Não interfere no equilíbrio.
III. Correta.
Adição de íons H+ desloca o equilíbrio no sentido da
desmineralização, pois diminui a concentração de OH–
devido a neutralização (H+ + OH– → H2O)
Resposta: C
■ Módulo 25 – Kw, pH e pOH
1)
Resposta: E
■ Módulo 24 – Equilíbrio Iônico
2)
Maior Ka: HNO2
Resposta: B
2)
Menor Ka: H2S
Resposta: A
3)
Na expressão do K não entra sólido:
[Zn2+ (aq)]
K = ––––––––––
[Cu2+ (aq)]
Resposta: E
Define-se pH como sendo o cologarítmo da concentração
hidrogeniônica em mol/L:
1
pH = – log [H+] ⇒ pH = log –––––
[H+]
FRENTE 3 – FÍSICO-QUÍMICA
1)
+
NH4OH →
← NH4 + OH–
Adição de íons NH4+ desloca o equilíbrio no sentido de
NH4OH diminuindo o grau de dissociação.
A constante de ionização permanece constante, pois não
houve mudança de temperatura.
Resposta: D
Soluções neutras são aquelas nas quais a concentração de H+
é igual a concentração de OH–, em qualquer temperatura.
[H+]
=1
[H+] = [OH–] ⇒ ––––––
[OH–]
Resposta: C
3)
Para soluções ácidas, temos:
I. Verdadeira.
[H+] > [OH–]
A 25°C ⇒ Kw = [H+] . [OH–] = 1 . 10–14 (mol/L)2
4)
O ácido acético (maior Ka) é mais forte que o ácido
hipocloroso (menor Ka).
Resposta: B
Soluções ácidas:
[H+] > 10–7 mol/L; [OH–] < 10–7 mol/L
II. Falsa.
pH < 7
5)
6–
Maior Ka → mais forte o ácido
Resposta: B
[H+] > [OH–]
III. Falsa.
[OH–] < 10–7 mol/L
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IV. Verdadeira.
9)
[H+] > 10–7 mol/L
V. Verdadeira.
Os ácidos, quando dissolvidos em água, formam uma
solução eletrolítica, isto é, uma solução iônica.
Resposta: C
4)
5)
A 25°C, soluções ácidas têm:
pH < 7; pOH > 7
pH + pOH = 14
Resposta: B
Nas soluções alcalinas:
[H+] < [OH–]
[H+]
portanto, a relação –––––– < 1
[OH–]
Resposta: B
6)
Cálculo do pH, a 25°C ∴
pOH = – log 1 . 10–11 = 11
Vinagre:
pH = 3
Cafezinho: pH = – log 1 . 10–5 = 5
Clara de ovo:
Observando-se os intervalos de pH exibidos na tabela para
cada substância, teremos, a 25°C:
pH < 7 ⇒ [H+] > [OH–] ⇒ solução ácida
pH = 7 ⇒ [H+] = [OH–] ⇒ solução neutra
pH > 7 ⇒ [H+] < [OH–] ⇒ solução básica
Resposta: D
10) a) É ácida.
–
→ +
CO2 + H2O →
← H2CO3 ← H + HCO 3
b) o pH aumenta, pois diminui a quantidade de CO2
dissolvido.
11) Ao abrir a garrafa haverá a liberação do CO2 (g) deslocando o
equilíbrio para a esquerda, aumentando o valor do pH.
Resposta: A
12) I. Correta.
HB é mais forte que HA e HC, pois a quantidade de íons é
maior.
II. Correta.
Maior quantidade de íons.
III. Correta.
HC mais forte → menor pH.
Resposta: E
pOH = – log 1 . 10–5 = 6
pH = 8
Desinfetante com amônia: pH = – log 1 . 10–12 = 12
Portanto, os sistemas que, a 25°C, apresentam pH < 7 são
cafezinho e vinagre.
Resposta: A
13) HA: ácido fraco
+
–
HA →
← H +A
[HA] > [H+] = [A–]
Meio ácido [H+] > [OH–]
[OH–] < [A–] = [H+] < [HA]
7)
Equação de ionização do ácido acético:
→ CH COO– (aq) + H+ (aq)
CH3COOH (l) ←
3
Escrevendo a expressão da constante KC, tem-se:
[CH3COO–] . [H+]
KC = –––––––––––––––––
[CH3COOH]
Resposta: A
14) Como o AAS é um monoácido, podemos representá-lo como
HAAS.
Equação de ionização:
como o pH = 3 ⇒ [H+] = 1 . 10–3 mol/L
H2O
⎯⎯→ H + + AAS –
HAAS ←⎯⎯
1 . 10–3 . [CH3COO–]
1,8 . 10–5 = ––––––––––––––––––––
[CH3COOH]
Cálculo da [H+]:
Note que a proporção molar entre os íons H+ e CH3COO– é
1 : 1 ⇒ [CH3COO–] = 1 . 10–3 mol/L.
[H +] [AAS –]
x.x
Ki = ––––––––––– ⇒ 3 . 10 –5 = ––––––––– ⇒
[HAAS]
3,3 . 10–4
1 . 10–3 . 1 . 10–3
1,8 . 10–5 = –––––––––––––––
[CH3COOH]
[CH3COOH] = 5 . 10–2 mol/L
⇒x=
9,9 . 10 –9
x ≅ 1 . 10 –4 mol/L
Resposta: E
Cálculo do pH:
8)
pH = 6 ⇒ [H+]1 = 10–pH ⇒ [H+]1 = 10–6 mol/L
pH = 2 ⇒ [H+]2 = 10–pH ⇒ [H+]2 = 10–2 mol/L
Relacionando as duas concentrações, temos:
10–6
[H+]1
–––––– = –––––
+
[H ]2
10–2
[H+]2 = 104 . [H+]1
pH = – log[H+] ⇒ pH = – log10 –4 ⇒
pH = 4
Resposta: D
15) No recipiente X, temos:
V = 500mL = 0,5L
3,01 . 1014 íons H+
Resposta: E
–7
RESOLUCAO_C6_TAREFAS_QUIMICA_DE_2014_ALICE 18/06/14 09:20 Página 8
Cálculo da concentração em mol/L de íons H+:
6,02 . 1023 íons –––––––– 1 mol
3,01 . 1014 íons ––––––– x
x = 0,5 . 10–9 mol
n
M = ––– ∴ M =
V
4)
Na2CO3 (s) + H2O (l) → HCO–3 (aq) + 2 Na+ (aq) + OH– (aq)
pH > 7
Resposta: B
0,5 . 10–9 mol
––––––––––––
0,5L
5)
I: pH 5,6: rosadas → azuis
II: NaNO3 (sal de ácido e base fortes): continuou azul
III: CaCO3 (sal de ácido fraco e base forte): azul → rosada
Meio mais ácido: azul
Meio mais básico: rosada
Resposta: A
6)
NaHCO3: caráter básico: sal de base forte e ácido fraco.
Resposta: A
7)
Ao adicionar HCl (aq) no equilíbrio, os íons OH– serão neutralizados pelos íons H+ do ácido, deslocando o equilíbrio no
sentido de formação de Cl2.
M = 10–9 mol/L
Cálculo do pH:
pH = – log [H+] ∴ pH = 9 (solução básica a 25°C)
No recipiente Y, temos:
V = 100mL = 0,1L
6,02 . 1019 íons H+
Cálculo da concentração em mol/L de íons H+:
6,02 . 1023 íons –––––––– 1 mol
6,02 . 1019 íons ––––––– x
x = 10–4 mol
→ Cl + 2 OH–
Cl– + ClO– + H2O ←
2
⎯⎯→
↓
Resposta: D
8)
n
10–4 mol
M = ––– ∴ M = –––––––––
0,1L
V
→ H+
←
amarela
NaOH: roxa
HInd
Ind–
roxa
+
M = 10–3 mol/L
K2CO3, Na3BO3 e KCN: sais de bases fortes e ácidos fracos:
roxa
Resposta: D
Cálculo do pH:
pH = – log [H+] ∴ pH = 3 (solução ácida a 25°C)
Resposta: C
■ Módulo 26 – Hidrólise Salina
9)
H2O
CaCO3 ⎯⎯→ Ca2+ + CO2–
3
→ HCO– + OH–
CO2–
+ HOH ←
3
3
1)
Resposta: C
(CO3)2– : Li2CO3
Li1+
2
1
10)
H2O
Li2CO3 (s) ⎯⎯→ 2 Li+ (aq) + CO2–
3 (aq)
–
–
→
CO2–
3 (aq) + HOH (l) ← HCO3 (aq) + OH (aq) básico
Resposta: B
2)
A CH3COO–Na+
B NaCl
C NH4Cl
CH3COOH: ácido fraco
NaOH: base forte
HCl: ácido forte
NaOH: base forte
→ H+ + HCO– (diminui o pH)
→ H CO ←
CO2 + H2O ←
2
3
3
Resposta: D
pH = 7
HCl: ácido forte
pH < 7
NH4OH: base fraca
Resposta: C
pH > 7
■ Módulo 27 – Produto de Solubilidade
1)
H+
3)
→ H O+ + NH
NH4+ + H2O ←
3
3
Resposta: D
Reação de Dissociação:
Pb3(PO4)2 (s)
3–
3 Pb2+ (aq) + 2 PO4 (aq)
Na expressão da constante, não participam sólidos:
3–
Kps = [Pb2+]3 . [PO4 ]2
Resposta: E
8–
→
←
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2)
Se a solução está saturada, atingiu o máximo de
solubilidade, ou seja, a dissolução chegou ao equilíbrio.
7)
Reação de dissociação do Ca3(PO4)2 cuja solubilidade é
desconhecida:
3–
2+
Ca3(PO4)2 (s) →
← 3 Ca (aq) + 2 PO4 (aq)
x mol/L
3 x mol/L
2 x mol/L
Cálculo das concentrações dos íons:
2+
–
1 B(OH)2 (s) →
← 1 B (aq) + 2 OH (aq)
x mol/L
x mol/L
2 x mol/L
Expressão da constante Kps:
Kps = [Ca2+]3 . [PO43–]2
Expressão da constante Kps:
1,08 . 10–23 = (3x)3 . (2x)2
Kp = [B2+] . [OH–]2
Kp = x . (2x)2 = 4x3
x = 1 . 10–5 mol/L
Resposta: B
1 mol de Ca3(PO4)2 —————— 310 g
1 . 10–5 mol
3)
Cálculo das concentrações dos íons:
→
1 Fe(OH)3 (s)
1 Fe3+ (aq)
+
←
1 mol/L
1 mol/L
4 . 10–12 mol/L
4 . 10–12 mol/L
—————— y
y = 0,00310 g ou 3,10 mg/L
Resposta: C
3 OH– (aq)
3 mol/L
12 . 10–12 mol/L
Questões 8 e 9
Todos os sais são formados na proporção de 1 cátion para
Expressão da constante Kps:
1 ânion, portanto o valor para a solubilidade de cada um
Kps = [Fe3+] . [OH–]3
deles corresponde à raiz quadrada do valor do produto de
Kps = 4 . 10–12 . (12 . 10–12)3
solubilidade.
Kps = 6912 . 10–48 ou 6,91 . 10–45
Resposta: D
8)
Quanto menor for o valor do produto de solubilidade, menor
será a solubilidade.
4)
Reação de dissociação do CaF2 cuja solubilidade é desco-
Resposta: B
nhecida:
1 CaF2 (s)
x mol/L
2+
–
→
← 1 Ca (aq) + 2 F (aq)
x mol/L
2x mol/L
Quanto maior for o valor do produto de solubilidade, maior
será a solubilidade.
Resposta: C
Expressão da constante Kps:
Kps = [Ca2+] . [F–]2
1,7 . 10–10 = x . (2x)2
Questões 10 e 11
4x3 = 1,7 . 10–10
Determinando-se a concentração de íons prata em cada
solução:
3
x=
0,042 . 10–3 mol/L
→ Ag+ (aq) + CH COO– (aq)
←
3
= [Ag+] . [CH3COO–]
x
x
• AgCH3COO (s)
Resposta: A
5)
9)
Kps = 2,3 .
10–3
Reação de dissociação do CaCO3 cuja solubilidade é desconhecida:
2–
2+
1 CaCO3 (s) →
← 1 Ca (aq) + 1 CO3 (aq)
x mol/L
x mol/L
x mol/L
Expressão da constante Kps:
Kps = [Ca2+] . [CO32–]
[Ag+] = 4,7 . 10–2 mol/L
→ Ag+ (aq) + BrO – (aq)
←
3
–
Kps = 5,4 . 10–5 = [Ag+] . [BrO3]
x
x
[Ag+] = 7,3 . 10–3 mol/L
• AgBrO3 (s)
• Ag2CO3 (s)
10–8
1.
=x.x
x = 10–4 mol/L
Kps = (2x)2 . x
→ 2Ag+ (aq) + CO 2– (aq)
←
3
2x
x
6,2 . 10–12 = 4 x3
Resposta: D
3
. 10–4 mol/L
x = 1,55
3
6)
Reação de dissociação do MgF2:
–
2+
1 MgF2 (s) →
← 1 Mg (aq) + 2F (aq)
10–3 mol/L
2 . 10–3 mol/L
. 10–4 mol/L = 2,3 . 10–4 mol/L
[Ag+] = 2 . 1,55
+
–
• AgCl (s) →
← Ag (aq) + Cl (aq)
x
x
Kps = 1,6 . 10–10 = [Ag+] . [Cl –]
[Ag+] = 1,2 . 10–5 mol/L
Expressão da constante Kps:
Kps = [Mg2+] .
–
[F ]2
Kps = 10–3 . (2 . 10–3)2
Kps = 4 . 10–9
Resposta: C
2–
+
• Ag2CrO4 (s) →
← 2 Ag (aq) + CrO4 (aq)
2x
x
Kps = 1,9 . 10–12 = 4 x3
3
. 10–4 mol/L
x = 0,475
[Ag+] = 2 .
3
. 10–4 mol/L = 1,56 . 10–4 mol/L
0,475
–9
RESOLUCAO_C6_TAREFAS_QUIMICA_DE_2014_ALICE 18/06/14 09:20 Página 10
10) Maior concentração de íons prata, [Ag+] = 4,7 . 10–2 mol/L na
solução de acetato de prata.
Resposta: A
11) Menor concentração de íons prata, [Ag+] = 1,2 . 10–5 mol/L na
solução de cloreto de prata.
Resposta: D
12) As concentrações de cada íon metálico em suas respectivas
soluções saturadas correspondem à raiz quadrada do valor
Cálculo da quantidade em mol de íons Hg2+ em 10 000L:
Em 1L —————— 6,3 . 10–27 mol de íons Hg2+
Em 10 000L ———— y
y = 6,3 . 10–23 mol de íons Hg2+
Cálculo da quantidade de íons:
1 mol
—————— 6,023 . 1023 íons Hg2+
–23
6,3 . 10
mol ———— z
z = 37,5 38 íons Hg2+
Resposta: E
da constante Kps.
16) A 25°C : pH + pOH = 14
[Mn2+] = 1,58 . 10–5 mol/L
pH = 10, portanto, pOH = 4
[Fe2+] = 1,26 . 10–8 mol/L
[Co2+]
= 2,8 .
10–11
pOH = – log [OH–]
mol/L
– log [OH–] = 4, portanto, [OH–] = 10–4 mol/L
[Ni2+] = 4,47 . 10–11 mol/L
[Cu2+] = 2,9 . 10–18 mol/L
Íon metálico de maior concentração:
Mn2+.
Resposta: A
Reação de dissociação do X (OH)2:
–
2+
X (OH)2 (s) →
← X (aq) + 2 OH (aq)
y
2y
2y = [OH–] = 10–4 mol/L
13) Reação de dissociação do BaSO4 cuja concentração máxima
(solubilidade) é desconhecida:
2–
2+
1 BaSO4 (s) →
← 1 Ba (aq) + 1 SO4 (aq)
1 mol/L
1 mol/L
1 mol/L
x mol/L
x mol/L
x mol/L
Kps =
.
[SO42–]
1,6 . 10–9 = x . x
x = 4 . 10–5 mol/L de BaSO4
Cálculo da quantidade em mols para 200L:
Em 1 L
—————— 4 . 10–5 mol de BaSO4
200L —————— y
y = 8 . 10–3 mol de BaSO4
Cálculo da massa de BaSO4:
1 mol
—————— 233 g
10–3
8.
mol —————— z
z = 1,864 g 1,9 g
Resposta: C
14) Solubilidade é a quantidade máxima que se pode dissolver
em uma determinada massa ou volume de solvente. A
solubilidade é diretamente proporcional à quantidade de
solvente.
para dissolver:
necessita-se:
5 . 10–3g de AgCl —————— 1L de água
5g de AgCl
—————— x
x = 103 L ou 1000 L de água
Resposta: D
15) Reação de dissociação do HgS:
→
1 HgS (s)
1 Hg2+ (aq) + S2– (aq)
←
1 mol
1 mol
6,3 . 10–27 mol –––– x
x = 6,3 . 10–27 mol de Hg2+
10 –
Expressão da constante Kps:
Kps = [X2+] . [OH–]2
Kps = 0,5 . 10–4 . (10–4)2
Kps = 5 . 10–13
Resposta: A
Expressão da constante Kps:
[Ba2+]
y = [X2+] = 0,5 . 10–4 mol/L