Resolução dos Exercícios
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QUÍMICA c) Falsa. NO fi 5 (N) + 6 (O) = 11 elétrons de valência. CADERNO 5 – CURSO D/E d) Falsa. d+ d– N—O e FRENTE 1 – QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA E FÍSICO-QUÍMICA d+ d– S — O fi ambas são polares e) Verdadeira. x 2– x–4=0fi x=+4 SO2 n Módulo 19 – Oxidorredução: Número de Oxidação x 2– NO x–2=0 x=+2 1) Elemento com 5 elétrons na camada de valência fi 5 elétrons na última camada. O Nox máximo de um elemento é o número de elétrons que ele tem na última camada. Portanto, Nox = + 5. Resposta: D Resposta: E 1+ x 7) a) HCl fi 1 + x = 0 fi x = – 1 1+ x 2– b) HClO fi + 1 + x – 2 = 0 fi x = + 1 2) Hidretos metálicos fi MeHx. Como Me é um metal que apresenta Nox sempre positivo, o Nox do hidrogênio nos hidretos é sempre (–1). Resposta: A 1+ x 2– c) HClO2 fi + 1 + x – 4 = 0 fi x = + 3 2+ 3+ x 2– e) Al (ClO4 )3 fi 3 + 3x – 24 = 0 fi x = + 7 x 1+ 3) x 2– d) Ba (ClO3 )2 fi + 2 + 2x – 12 = 0 fi x = + 5 NH3 fi x + 3 = 0 \ x = – 3 0 N2 fi zero (substância simples) x 2– x 1+ 1– 8) 1– CH3Cl NO2 fi x – 4 = –1 fi x = + 3 x 2– x 2– 1– NO3 x 1+ CO2 fi x – 6 = –1 fi x = + 5 Resposta: A C6H6 x+3–1=0fix=–2 x–4=0fix=+4 6x + 6 = 0 fi x = –1 x 2– x–2=0fix=+2 CO 4) x 1+ 1+ 1– H2O2 CH4 peróxidos fi oxigênio = – 1 x 1+ 2– 1+ 7+ 2– HMnO4 1+ x+4=0fix=–4 CH2O oxigênio = – 2 x+2–2=0fix=0 Resposta: A x Na2O4 fi + 2 + 4 x = 0 fi x = – 1/2 1– x F2O fi – 2 + x = 0 fi x = + 2 n Módulo 20 – Reação de Oxirredução: Oxidante e Redutor Resposta: B 5) O nitrogênio pode ser absorvido pelas plantas na forma de nitrato (NO1– 3 ). x 2–1– NO3 fi x – 6 = –1 fi x = + 5 Resposta: D 4+ 1) 1– 6+ 2– I) SO2 + H2O2 Æ H2S O4 4+ 1+ 2– II) SO2 + H2O 4+ 2– Æ H2SO3 3–1+ 2–1+ III) SO2 + NH4OH Æ 6) a) Falsa. No total, enxofre e átomos de oxigênio apresentam 18 elétrons de valência. b) Falsa. m 0 (polar) SO2 fi S O (é redox) 1+ 4+ 2– (não é redox) 3–1+ 1+4+2– NH4HSO3 (não é redox) Apenas I é de oxidorredução, pois em (I) podemos observar mudança no Nox. Resposta: A O –1 0 2+ 2) HgO + 2+ Zn Redução + Æ H2O O alumínio sofre oxidação, sendo o redutor. Resposta: B 0 Zn (OH)2 + Hg (ganha 2e–) (Agente oxidante) 7) Oxidação (perde Agente redutor 1) 2) 3) 4) 5) Falsa. Verdadeira. Verdadeira. Falsa. Falsa. 1– UO2 + 4+ 0 4 HCl 2+ 1– Æ 0 MnCl2 + 2 H2O + Cl2 b) N2 6+ 1– + O2 Æ 0 2 N O +2 –2 2 KMnO4 + 16 HBr Æ 2 KBr + 2 MnBr2 + 8 H2O + 5 Br2 +7 1– +3 +2 1.2= � Br2: KMnO4: 5 . 1 = 쐄 b) Verdadeira. d) Falsa. 2) 0 5 Br2 2 KMnO4 3 MnO2 + 1 KClO3 + 6 KOH Æ 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O +4 æÆ +2 Resposta: C Oxidação (Agente redutor) a) Verdadeira. c) Verdadeira. e) Verdadeira. Resposta: D –1 Soma: 2 + 16 + 2 + 2 + 8 + 5 = 35 +4 Redução (Agente oxidante) 3 O2 0 (é oxidorredução) n Módulo 21 – Acerto dos Coeficientes por Oxirredução 2 MnO4 + 5 H2C2O4 + 6 H+ Æ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O Ø Ø Ø Ø 4 Fe + 0 2 H2O (não é oxidorredução) Agente redutor: N2 1) 5) + Oxidação (Agente redutor) Falsa. Verdadeira. Falsa. Verdadeira. Falsa. Falsa. Verdadeira. +7 H2O (é oxidorredução, pois Nox mudou) +1 4+ 1– 4 HF Æ U F4 0 Redução (Agente oxidante) 4) + a) N2 – gás nitrogênio O2 – gás oxigênio Oxidação (Agente redutor) 01) 02) 04) 08) 16) 32) 64) U O2 +4 Resposta: E 1– + 0 UF4 + F2 Æ U F6 4+ 2– MnO2 Æ H2 4+ 8) 3) U O3 + +6 2e–) 2 Fe2 O3 +3 –2 +5 +6 –1 Soma: 3 + 1 + 6 + 3 + 1 + 3 = 17 MnO2: 2 / 1 3 MnO2 Oxidação (redutor) KClO3: / 63 Redução (oxidante) fi 0) 1) 2) 3) 4) Verdadeiro. Verdadeiro. Verdadeiro. Verdadeiro. Falso. Mn fi + 4 Hfi+1 6) 1+ 3) 3+ Al + 3 AgNO3 Æ Al (NO3)3 0 + Oxidação (redutor) Redução (oxidante) 2– \ O Nox do Mn é 4 vezes maior que o do H. Resposta: D 2 CrCl3 + 1 NaClO3 + 10 NaOH Æ 2 Na2CrO4 + 7 NaCl + 5 H2O +3 0 1 KClO3 3 Ag +5 NaClO3: 6 /2 CrCl3: 3 / 1 1 NaClO3 2 CrCl3 Soma: 2 + 1 + 10 + 2 + 7 + 5 = 27 +6 –1 4) 3 As2S5 + 40 HNO3 + 4 H2O Æ 15 H2SO4 + 6 H3AsO4 + 40 NO –2 +5 +6 HNO3: 3 +2 PH3: e– = 1 . 1 = 1 6 PH3 P4H2: e– = 1,5 . 4 = 6 1 P4H2 Soma dos coeficientes: 5 + 6 + 1 = 12 40 HNO3 As2S5: 8 . 5 = 40 3 As2S5 11) 7+ 1– 5) 0 2+ 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 Æ 1 K2SO4 + 8 H2O + 5 O2 + 2 MnSO4 4 NH3 + 5 O2 Æ 4 NO + 6 H2O oxidação D = 1 –3 0 +2 NH3: 5 redução D = 5 –2 4 NH3 O2: 2 . 2 = 4 5 O2 H2O2: e– = 1 . 2 = 2 5 H2O2 KMnO4: e– = 5 . 1 = 5 2 KMnO4 H2O2: agente redutor (o oxigênio se oxida) 6) 1 N2H4 + 1 KIO3 + 2HCl Æ N2 + ICl + KCl + 3 H2O KMnO4: agente oxidante (o manganês se reduz) Resposta: D +5 –2 0 +1 1– N2H4: 2 . 2 = 4 /1 1 N2H4 KIO3: 4 . 1 = 4 /1 1 KIO3 3+ 7) 0 12) H2O2 O2 oxidação Resposta: D + 2+ + 8 H O 13) 5 H2S + 2 MnO1– 4 + 6 H Æ 5 S + 2 Mn 2 7+ 5 CaC2O4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 Æ 2+ 4+ Æ 5 CaSO4 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 10 CO2 CaC2O4: 1 . 2 = 2 5 CaC2O4 KMnO4: 5 . 1 = 5 2 KMnO4 0 8) 5+ 2+ –2 H2S: 2 3– 0 MnO1– 4 : 5 NH4NO3: 8 . 1 = 8 / 4 Soma: 5 + 2 + 6 + 5 + 2 + 8 = 28 1 NH4NO3 0 6 14) 3 Cl2 + x OH– Æ 5 Cl – + 1 ClO–3 + 3 H2O 1– oxidação D = 1 e– = 1 . 1 = 1 1+ 0 –1 Cl –: 1 +5 5 Cl – 1 NaCl NaClO: e– = 1 . 1 = 1 1 NaClO Cl2: oxidante-redutor – ClO 3: 5 – 1 ClO 3 ∑cargasreagentes = ∑cargasprodutos Resposta: E 2– 2 MnO1– 4 Resposta: D Cl2 (g) + 2 NaOH (aq) Æ 1 NaCl (aq) + 1 NaClO (aq) + H2O (l) redução D = 1 NaCl: +2 5 H2S 4 Zn + 10 HNO3 Æ 4 Zn (NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O Zn: 2 . 1 = / 2 1 4 Zn Soma: 4 + 10 + 4 + 1 + 3 = 22 9) +7 –1x = 5 (–1) + 1 (–1) 3– 1/2– 10) 5 P2H4 æÆ 6 PH3 + 1 P4H2 redução x=6 Soma: 3 + 6 + 5 + 1 + 3 = 18 Resposta: E oxidação –3 1– + 3+ + 7 H O 15) 2 Mn2+ + 5 BiO1– 3 + 14 H Æ 2 MnO 4 + 5 Bi 2 20) 3 C2H6O + 2 Cr2O72– + x H+ Æ 4 Cr3+ + 3 C2H4O2 + 11 H2O +2 +5 +7 +3 –2 Mn2+: 5 +6 2 Mn2+ C2H6O: Bi3+: 2 +3 2 . 2 = 4/ 2 0 3 C2H6O 5 Bi3+ 2– Cr2O7 : Resposta: E 0 16) a) 2 Br– + Cl2 Æ Br2 2 Cr2O7 Soma das cargasreagentes = soma das cargasprodutos – 4 + x = 12 x = 16 Soma: 3 + 2 + 16 + 4 + 3 + 11 = 39 Resposta: C 2 Cl– + 2– 3.2=6 /3 Oxidação (redutor) Redução (oxidante) b) Oxidante: Cl2 –1 Redutor: Br1– 0 21) 2 MnO4– + 6 H+ + 5 H2O2 Æ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 17) 1 Au3+ + 3 Ag Æ 3 Ag+ + 1 Au +7 Soma das cargasreagentes = soma das cargasprodutos \ 3 Ag+ +2 MnO4–: 5 Soma: 1 + 3 + 3 + 1 = 8 2 MnO4– Resposta: C H2O2: 1 . 2 = 2 5 H2O2 x 2– 18) (NO2)1– fi x – 4 = – 1 fi x = 3 01) Falsa. Meio ácido Æ H+ 0 N2 ↑ 02) Falsa. 0 H2O2 se oxida; logo, é redutor. NH41+ 04) Verdadeira. 3– 08) Verdadeira. ↑ Nox aumenta +3 Oxidação N2O MnO4– Æ violeta +1 Mn2+ Æ incolor ↑ NO2– 2– 16) Verdadeira. 1– NO3 NO31– ⇒ NO1– 2 → ↑ ↑ ↑ +5 +3 +5 Soma: 2 + 6 + 5 + 2 + 8 + 5 = 28 32) Falsa. Oxidação n Módulo 22 – Reação de Deslocamento Resposta:AI_QUI0003832.eps A 19) 2 MnO41– + 5 SO2 + 2 H2O Æ 2 Mn2+ + 5 SO42– + 4 H+ +7 SO2: 2 MnO41– : 5 +4 +6 5 SO2 2 MnO41– Soma: 2 + 5 + 2 + 2 + 5 + 4 = 20 Resposta: C +2 1) 2) a) E 3) a) a) Fe Æ Fe2+ + 2e– b) Sn Æ Sn4+ + 4e– c) Sn4+ + 4e– Æ Sn0 d) Sn4+ + 2e– Æ Sn2+ e) Cu2+ + 2e– Æ Cu0 f) Fe3+ + e– Æ Fe2+ g) Fe Æ 2e– + Fe2+ h) S2– Æ 2e– + S0 b) NE c) E d) E e) NE Cu(m) + 2Ag+(aq) Æ Cu2+(aq) + 2Ag(m) b) O Nox do cobre aumenta duas unidades (0 Æ + 2), enquanto o Nox da prata diminui uma unidade (+1 Æ 0). 4– 4) a) NE 5) a) b) E c) NE d) E FRENTE 2 – QUÍMICA ORGÂNICA n Módulo 19 – Isomeria Óptica Zn + 2 AgNO3 Æ Zn(NO3)2 + 2 Ag0 Zn + CuSO4 Æ ZnSO4 + Cu0 1) O tipo de isomeria que relaciona os compostos é óptica (o átomo de carbono assimétrico está em destaque). b) Zn Æ 0 a + 2; Ag Æ + 1 a 0 H3 C Zn Æ 0 a + 2; Cu Æ + 2 a 0 C* n Módulo 23 – Eletroquímica (I): Pilhas Eletroquímicas H H OH O H3CO CH3 C* OH O H3CO Resposta: A 1) Elétrons não se movimentam na ponte salina, somente íons. Resposta: A 2) A notação: Cu (s) | Cu2+ (aq) | | Fe3+, Fe2+ | Pt (s) indica: Reação no catodo (redução) à direita da ponte salina | | Reação no anodo (oxidação) à esquerda da ponte salina 2) QUI-0004908-b Os compostos I e III possuem átomo de carbono assimétrico: I II Ácido-2-hidroxipropanoico 2-bromopropano || H Anodo 䊞 : Cu (s) Æ 2e– + Cu2+ (aq) H3 C semiequação de oxidação 3+ – 2+ semiequação Catodo 䊝 : 2 Fe (aq) + 2e Æ 2 Fe (aq) ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– de redução equação total 2 Fe3+ + Cu Æ 2 Fe2+ (aq) + Cu2+ (global) 4) Para dar maior eficiência à reação (sem reações secundárias expressivas), a solução ideal é a de CuSO4, na qual os íons Cu2+ sofrem redução. C H3 C OH CH3 C H III IV 2-bromopentano Etanal Br H3 C C* H As reações que ocorrem mostram: O C H2 C H2 C H3 H3 C C H Resposta: C – Anodo 䊞: Pb + HSO4– Æ PbSO4 + 2e + H+ 0 2+ C* OH Resposta: A 3) Br O 3) Oxidação Uma das funções QUI-0004909-b orgânicas apresentadas na dietilpropiona é cetona: semiequação de oxidação – Catodo 䊝: PbO2 + HSO4– + 3H+ + 2e Æ PbSO4 + 2H2O 4+ 2+ Redução • semiequação de redução O fenproporex possui 1 átomo de carbono assimétrico: Pb + PbO2 + 2HSO4– + 2H+ Æ 2 PbSO4 + 2H2O equação global Resposta: C Resposta: D 4) A molécula de sibutramina possui a função orgânica amina (terciária) e a função haleto. Possui um anel aromático. Não possui isomeria geométrica, mas possui 1 átomo de carbono quiral (isomeria óptica). –5 8) I) Incorreta. é um éster. II) Incorreta. Resposta: E o nome oficial do composto é 3-metilpentano. 5) A estrutura possui 2 átomos de carbono assimétrico e fórmula molecular III) Correta. C14H19NO2 . CH3 O O C H C HC C* C HC IV) Correta. H N C* H CH2 H CH C H2 C H CH2 Há 2 compostos isômeros ópticos, denominados dextrogiro e levogiro (imagens especulares). CH3 CH3 C H2 Resposta: E C* 6) 7) QUI-0004912-b Entre glicose (poliálcool aldeído) e frutose (poliálcool cetona), ocorre isomeria de função. Entre glicose (poliálcool aldeído) e galactose (poliálcool aldeído), ocorre isomeria óptica. Resposta: E a) As prostaglandinas apresentam um anel saturado de cinco átomos de carbono, com duas cadeias laterais vizinhas, com uma dupla-ligação em cada. Uma das cadeias laterais tem sete átomos de carbono, com um ácido carboxílico e a dupla entre os carbonos 2 e 3 a partir do anel. A outra cadeia contém 8 átomos de carbono hidroxila no terceiro carbono e a dupla entre os carbonos 1 e 2 a partir do anel: H2 C H C* H2 C H2 C H C H2 C H C H2 C 6– C* H C H C H C* OH OH Br Br HO Cl l d V) Correta. QUI-0004921-a Resposta: C 9) (0) Correto. O H2 C C OH H H2 C Cl *C C H2 C H2 C H2 C H2 C H3 b) São 3 átomos de carbono assimétricos, indicados na QUI-0004913-b figura acima. Exemplo: muda a posição do grupo metil. c) C20H34O3 M = (20 x 12 + 34 x 1 + 3 x 16) g/mol = 322 g/mol H2C CH2 H2C CH2 Cadeia H2C QUI-0004924-a CH CH2 CH3 I. Verdadeira. II. Falsa. Possui 2 átomos de carbono assimétrico. III. Falsa. Fórmula molecular: C14H18N2O5. Resposta: A Exemplo: muda o tipo de cadeia (fechada e aberta). (1) Incorreto. O H 3C C O H C CH3 CH3 H3 C H2 C H2 C H C O C CH3 Acetato de isopropila 2-metilpentanal C5H10O2 C6H12O H 11) Para o composto adquirir atividade óptica, deve possuir 4 ligantes diferentes. Não possuem a mesma fórmula molecular, não são isômeros. QUI-0004932-b (2) Correto. Enantiomorfos ou antípodas ópticos. (3) Incorreto. O alceno 2-buteno (but-2-eno) apresenta isomeria geométrica: Resposta: C (4) Incorreto. Carbono assimétrico possui 4 ligações simples, pois se liga a 4 ligantes diferentes. Exemplo: 12) Para um composto ter isomeria óptica, é necessária a existência de quiralidade, assimetria molecular. O número de isômeros ópticos é obtido pela fórmula: isômeros ópticos = 2n, em que n é o número de carbonos assimétricos. • Metade dos isômeros são dextrogiros e metade levogiros: Número de d = n o. de l = n o. r Resposta: A 13) O composto possui 3 átomos de carbono assimétricos: (5) Correto. Isômeros de posição (muda a posição da carbonila). Isômeros ópticos = 2n = 23 = 8 Resposta: D n Módulo 20 – Reações Orgânicas (I): Reação de Substituição Cl 10) 1) H H H H C C C H H H H + Cl Cl H3C CH2 CH2 + HCl 1-cloropropano ou (Reação 1) cloreto de propila Cl H3C CH CH3 + HCl 2-cloropropano ou (Reação 2) cloreto de isopropila A facilidade de substituição ocorre no hidrogênio do: QUI-0004991-b Cprimário < Csecundário < Cterciário . Portanto, o produto com maior quantidade é o da reação 2. Resposta: C –7 n Módulo 21 – Reação de Adição 2) H | H3C — C — H + HONO2 Æ H3C — CH2 — NO2 + H2O | H nitroetano 1) 3) Resposta: D 2) a) O hormônio progesterona apresenta dois grupos que caracterizam a função cetona, enquanto o hormônio testosterona apresenta um grupo hidroxila (álcool) no lugar de um grupo cetona. b) Ocorre adição de bromo aos átomos de carbono da dupla-ligação. H3C H3C O Os átomos de carbono assinalados são assimétricos. 4) 5) O Tendo em vista que a facilidade nas reações de substituição ocorre no hidrogênio ligado ao carbono: primário < secundário < terciário; e observando as reações, podemos concluir como corretas as reações dos itens 1, 4 e 5. Br Br AI_QUI0003325 AI_QUI0003331 3) Pelo enunciado temos a reação de substituição: Resposta: A 4) Segundo a Regra de Markovnikov, temos: Resposta: B 5) Como o exercício coloca como condição a não existência de carbono assimétrico, devemos desconsiderar a molécula (II). Resposta: B 6) A reatividade se deve, entre outros fatores, à eletronegatividade dos átomos envolvidos, bem como à existência ou ausência de cargas. Como é solicitada a ordem decrescente de reatividade, temos: F2 > Cl2 > Br2 > I2 Resposta: C a) Apenas o composto B apresenta isomeria cis-trans, pois apresenta ligantes diferentes nos dois átomos de carbono da dupla-ligação. b) AI_QUI0003332 O produto apresenta isomeria óptica, pois o carbono assinalado é assimétrico. Existem os isômeros dextrogiro e AI_QUI0003333 levogiro. 8– 11) 6) Resposta: D 7) AI_QUI0003337 12) 8) 13) 1) Falsa. CH3 | CH3 — C — CH3 | CH3 2) Verdadeira. H | CH3 — C — C | CH2 | CH3 AI_QUI0003338 5 átomos de carbono AI_QUI0003339 CH 6 átomos de carbono n Módulo 22 – Desidratação de Álcoois – Combustão 3) Verdadeira. H2C C CH2 3 átomos de carbono 4) Verdadeira. HC CH 2 átomos de carbono 1) 5) Verdadeira. CH3 — CH — CH3 | CH3 AI_QUI0003342 2) 9) Resposta: C Resposta: D 10) 3) A desidratação de álcool ocorre mais facilmente em: álcool terciário > álcool secundário > álcool primário Resposta: B AI_QUI0003336 –9 11) 4) Resposta: A 12) C8H18 + 25/2 O2 Æ 8 CO2 + 9 H2O 4 litros ––––––– 25 mol de C8H18 Resposta: A 5) OH | H3C — CH — CH2 — CH3 æÆ H3C — CH = CH — CH3 + H2O but-2-eno 40 litros ––––––– x x = 250 mol de C8H18 Pela reação balanceada: 1 mol de C8H18 –––––––– 8 mol de CO2 250 mol de C8H18 –––––– x’ x’ = 2 000 mol de CO2 Resposta: D 6) 13) A questão aborda a reação química de combustão. Resposta: C 14) C8H18 + 12,5 O2 Æ 8 CO2 + 9 H2O gasolina Reação de eliminação 7) C2H6O + 3 O2 Æ 2 CO2 + 3 H2O etanol 12,5 Relação ––––– 3 Resposta: C Desidratação intermolecular: 15) I) C2H6 + 3,5 O2 Æ 2 CO2 + 3 H2O alcano II) C2H4 + 3 O2 Æ 2 CO2 + 2 H2O alceno Resposta: C III) C2H5OH + 3 O2 Æ 2 CO2 + 3 H2O álcool IV) H3C — O — CH3 + 3 O2 Æ 2 CO2 + 3 H2O éter O 8) V) H3C — C Resposta: C 9) desidratante a) H3C — CH2 — OH ææææææÆ H2C = CH2 + H2O D catalisador b) H2C = CH2 + H2 ææææææÆ H3C — CH3 D etano 10) (1) Verdadeiro. (2) Verdadeiro. (3) Falso. A combustão incompleta ocorre quando a quantidade de oxigênio é menor. 10 – aldeído Resposta: A + 2,5 O2 Æ 2 CO2 + 2 H2O H 16) Vitamina C + 5 O2 x + x = C6H8O6 Resposta: D 6 CO2 + 4 H2O 6 carbono 8 hidrogênio 10 oxigênio = 16 oxigênio æÆ 17) Metano CH4 + 2 O2 æÆ CO2 + 2 H2O Propano C3H8 + 5 O2 æÆ 3 CO2 + 4 H2O Éter dietílico C4H10O + 6 O2 æÆ 4 CO2 + 5 H2O 5) Acetileno A) C2H2 + 2,5 O2 æÆ 2 CO2 + H2O Benzeno C6H6 + 7,5 O2 æÆ 6 CO2 + 3 H2O Resposta: E B) 2 CH3OH -2 18) CxHy + 4 O2 æÆ 3 CO2 + 2 H2O mol nos reagentes mol nos produtos 3 carbono 4 hidrogênio 8 oxigênio = 8 oxigênio x=3 y=4 Resposta: E H2SO4 CH3 -2 CH3 -2 O QUI-0005031-a C) H3C CH2OH -1 H2SO4 H3 C CrO3 + H2O O C +3 OH Resposta: E n Módulo 23 – Oxidação de Álcoois: Redução de Aldeídos e Cetonas 6) QUI-0005032-a a) Isomeria de função. O composto I estabelece pontes de hidrogênio entre suas moléculas. (I-álcool e II-éter) b) É um álcool terciário, que não se oxida. OH | H3C — C — CH3 | CH3 1) 2-metilpropan-2-ol 7) Resposta: B a) Isomeria de posição (os isômeros pertencem à mesma função química e diferem pela posição da hidroxila na cadeia). 2) Resposta: C butan-2-ol OH 3) R CH O [O] R R C R + H2O Álcool secundário butan-1-ol Resposta: D 4) b) but-1-eno AI_QUI0003360 QUI-0005029-b OH 8) CH3 CH2 Álcool O2 O CH3 Aldeído C H Resposta: C QUI-0005033-a AI_QUI0003359 – 11 9) 3) Ordem de uma reação é a soma dos expoentes de concentração, que aparecem na lei experimental da velocidade. i: ordem 1 ii: ordem 2 iii: ordem 3 iv: ordem 3 Resposta: B 4) Usando os experimentos 1 e 2: [OH–] constante [(CH3)3CBr] dobra v dobra Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a (CH3)3CBr Usando os experimentos 1 e 5: [(CH3)3CBr] constante [OH–] triplica v não muda Conclusão: v é de ordem zero em relação a OH– Expressão da velocidade: v = k [(CH3)3CBr] Resposta: A 5) Usando os experimentos I e II: [I–] e [H+] constantes Resposta: C 10) [H2O2] variou; tempo variou Conclusão: v depende da [H2O2] Usando os experimentos I e III: [H2O2] e [I–] constantes [H+] variou; tempo não variou Conclusão: v não depende da [H+] Usando os experimentos I e IV: [H2O2] e [H+] constantes [I–] variou; tempo variou Conclusão: v depende da [I–] Resposta: A Resposta: E FRENTE 3 – FÍSICO-QUÍMICA 6) Usando os experimentos 1 e 2: [B] constante [A] triplicou v aumenta de 9 vezes Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a A Usando os experimentos 2 e 3: [A] constante [B] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a B Expressão da velocidade: v = k [A]2 [B] Resposta: A 7) Usando os experimentos 1 e 2: [A] e [C] constantes [B] dobrou v não variou Conclusão: v é de ordem zero em relação a B Usando os experimentos 2 e 3: [A] e [B] constantes [C] dobrou v quadruplicou Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a C n Módulo 19 – Cinética Química (II): Mecanismo por Etapas 1) Alternativa b: errada Uma equação química não informa se a reação é ou não elementar. Alternativa c: errada v = k [HBr] [NO2] Alternativa d: errada A expressão v = k [NO2] [CO] mostra os reagentes da etapa lenta. Resposta: A 2) Como a etapa lenta é a que determina a velocidade, a expressão da velocidade da reação global é a própria expressão da velocidade da etapa lenta dessa reação global. v4 = v2 Resposta: B 12 – 8) 9) Usando os experimentos 3 e 5: [B] e [C] constantes [A] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a A Expressão da velocidade: v = k [A] [C]2 Resposta: C 04) Correta. Usando os experimentos I e II: [Fe2+] constante [Cl2] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a Cl2 Usando os experimentos III e I: [Cl2] constante [Fe2+] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a Fe2+ Expressão da velocidade: v = k [Cl2] [Fe2+] Resposta: B 32) Errada. a) A lei da velocidade é tirada da etapa mais lenta. b) A velocidade da reação com [NO] maior é quatro vezes maior. 10) Usando os experimentos 1 e 2: [NO] constante [H2] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a H2 Usando os experimentos 1 e 3: [H2] constante [NO] dobrou v quadruplicou Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a NO Expressão da velocidade: v = k [H2] [NO]2 Resposta: E 11) 01) Correta. Usando os experimentos 1 e 2: [H2] constante [N2] dobrou v quadruplicou Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a N2 Usando os experimentos 1 e 3: [N2] constante [H2] dobrou v aumentou de 8 vezes (23) Conclusão: v é de 3.a ordem em relação a H2 Expressão da velocidade: v = k [N2]2 [H2]3 02) Errada. N2 2 NH3 28 g ––––––––– 34 g 10 g ––––––––– x \ x 12 g 2 NH3 N2 1,7 . 10–4 mol L–1 min–1 3,4 . 10–4 mol L–1 min–1 08) Errada. 16) Errada. v = k [N2]2 [H2]3 \ v1 = k (x2) (y)3 v2 = k (2x)2 (y)3 \ v2 = 4 v1 N2 + 3 H2 Æ 2 NH3 vH = 3 vN 2 2 Corretas: 01 e 04 (soma 5) 12) Usando os experimentos 1 e 2: [Cl2] constante [CO] dobrou v dobrou Conclusão: v é de 1.a ordem em relação a CO Usando os experimentos 2 e 3: [CO] constante [Cl2] dobrou v quadruplicou Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a Cl2 Expressão da velocidade: v = k [CO] [Cl2]2 Usando o experimento 1 no cálculo do k: 2 0,09 mol L–1 . s–1 = k 0,12 mol L–1 (0,20)2 mol2 L–1 k = 18,8 L2 . mol–2 . s–1 Resposta: D 13) [A] mudou v não mudou Conclusão: v é de ordem zero em relação a A Resposta: B 14) [A] dobrou v quadruplicou Conclusão: v é de 2.a ordem em relação a A v não depende da [B] e de [C] Expressão da velocidade: v = k [A]2 2.a ordem Resposta: E 15) Reagente Velocidade x a 3x a 3 ou a 31/2 (3x)b a . 31/2 –––––– = –––––––– xb a 3b = 31/2 \ b = 1/2 Resposta: B 16) v = k [NO2]2 é tirada da etapa lenta. 2 NO2 Æ NO3 + NO A substância O3 não participa da reação. Resposta: A – 13 17) v = k [A] [B] A concentração de cada participante aumenta 4 vezes, pois o volume e a concentração são grandezas inversamente proporcionais. Conclusão: v aumenta 16 vezes. n Módulo 20 – Equilíbrio Químico: Conceito de Equilíbrio Químico 1) a) etanoato de etila O Resposta: E (notação de bastão) O b) Pelo gráfico, o número total de mols inicial (1,0 mol) dos reagentes vai diminuindo e o número total de mols do produto vai aumentando até não mais mudar (foi atingido o equilíbrio). Isso acontece após 4 minutos. Nesse equilíbrio, o número total de mols dos produtos vale 0,65 mol. 18) Em uma reação de primeira ordem, a velocidade é diretamente proporcional à concentração do reagente. Velocidade 4 2) Atingido o equilíbrio, a reação de formação do dímero e a reação de decomposição do dímero continuam ocorrendo com velocidades iguais. Resposta: E 3) Num equilíbrio químico, as reações direta e inversa continuam ocorrendo com velocidades iguais. As características do sistema em equilíbrio não mais se alteram e as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes, não necessariamente iguais. Resposta: E 4) O equilíbrio é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam (instante t4). Resposta: D Concentração Resposta: D QUI-0006480-a 19) NO2 + CO Æ CO2 + NO v = k [NO2]2 (etapa lenta) 5) Conclusão: A reação deve ocorrer em mais de uma etapa. Resposta: D [N2O4] b) I concentração 20) a) v = k [HBr] [O2] (etapa lenta) HBr + O2 Æ HOOBr II HBr + HOOBr Æ 2 HOBr 2x III 2HOBr + 2 HBr Æ 2 Br2 + 2 H2O ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 4 HBr + O2 Æ 2 Br2 + 2 H2O 32 g Æ 2 mol 3,2 g Æ x \ x = 0,2 mol tempo 21) 1 e 2 corretos. O + O3 æÆ 2 O2 1 mol 12 . 1023 moléculas 48 g 64 g N2O4 (g) vai diminuindo e NO2 (g) vai aumentando na proporção de 1 para 2: QUI-0000301-b N2O4 (g) Æ 2 NO2 (g) 1mol 2 mol Se no equilíbrio predomina N2O4 (g), então sua concentração será maior que a de NO2 (g). 3) Errado. Nem toda colisão gera uma reação. 4) Correto. Maior Ea Æ menor v 6) 22) Ordem total é 2 v = k [A]2 ou v = k [A] [B] ou v = k [B]2 Conclusão: a reação deve ocorrer em mais de uma etapa. Resposta: D 14 – [NO2] Um equilíbrio é atingido num sistema fechado quando as reações direta e inversa passam a ocorrer com velocidades iguais e as concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Na garrafa de água mineral gasosa fechada, temos o equilíbrio: CO2 (g) Æ CO2 (aq) Resposta: B n Módulo 21 – KC e KP 1) 7) 2H2O (g) Æ 2H2 (g) + O2 (g) As constantes de equilíbrio podem relacionar as concentrações em quantidades de matérias (Kc), as pressões (Kp), as frações em mols (Kx) entre as substâncias presentes no 1 –– equilíbrio. [N2] 2 . [CO2] Kc = ––––––––––– [NO] . [CO] [H2]2 . [O2] Exemplo: Kc = ––––––––––– [H2O]2 Estão corretos os itens: 02, 04 e 08. 8) Resposta: C 2) pCO . pNO [CO2] . [NO] 2 I) Kc = –––––––––––– ; Kp = –––––––––––– [CO] . [NO2] pCO . pNO II) Kc = [N2O] . [H2O]2 ; Kp = pN 2O . (pH2O)2 [CO]2 [pCO]2 III) Kc = –––––– ; Kp = –––––– [CO2] pCO 2 Obs.: substâncias no estado sólido não participam com suas concentrações ou pressões nas constantes de equilíbrio. Em meio homogêneo, a constante de equilíbrio envolve todas as substâncias presentes. H (g) + Br (g) Æ 2HBr (g) 2 2 [HBr]2 Kc = ––––––––––– [H2] . [Br2] Resposta: D 4) A constante de equilíbrio Kp só envolve as pressões das substâncias gasosas presentes no equilíbrio. Kp = pH2O . pCO2 Nos equilíbrios heterogêneos, substâncias no estado sólido não participam da expressão da constante de equilíbrio. 3Fe (s) + 4 H2O (g) Æ Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g) [H2]4 Kc = –––––––– [H2O]4 2 3) Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações diminuindo a energia de ativação. Eles não são consumidos durante a reação, não alteram a entalpia dos reagentes e dos produtos nem a variação de entalpia da reação. A expressão da constante de equilíbrio para a reação citada é: Resposta: D 9) 0 – Correta Catalisador fornece um novo mecanismo para a reação, com uma energia de ativação menor. 1 – Correta No início da reação, a concentração dos reagentes é máxima e consequentemente teremos uma velocidade inicial máxima para a reação direta. Com o passar do tempo, a concentração dos reagentes irá diminuir e a velocidade da reação direta também diminuirá, até atingir o equilíbrio. 2 – Falsa A velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração dos reagentes. A constante de velocidade só será alterada se mudarmos as condições em que a reação ocorre (como por exemplo, a temperatura). v1 Æ cC + dD 3 – Correta aA + bB v2 v1 = k1 [ A ]a . [ B ]b v2 = k2 [ C ]c . [ D ]d Resposta: D No equilíbrio, v1 = v2: 5) Quando um sistema atinge o equilíbrio, as concentrações de todas as substâncias não mais se alteram e consequente[produtos] mente a relação –––––––––––– se torna constante (Kc). [reagentes] [SO3]2 Constante de equilíbrio é expressa por –––––––––––– [SO2]2 . [O2] No sistema 2 SO2 (g) + O2 (g) Æ 2 SO3 (g), em equilíbrio, não k1 [ A ]a . [ B ]b = k2 [ C ]c . [ D ]d k1 [ C ]c . [ D ]d –––– = –––––––––––– = Kc k2 [ A ]a . [ B ]b k1 ⬖ Kc = –––– k2 4 – Falsa irá mais ocorrer alteração de pressão e cessará a variação de volume a pressão constante. –Ea –––– Resposta: D 6) Quanto maior a energia de ativação, menor será a velocidade da reação e, portanto, menor a constante de velocidade da reação. k = A . e RT O ponto A corresponde ao início do processo em que as iguais. v1 = k1 [A+] . [B–] k1 = 1 1013 AB Æ A+ + B– v2 = k2 [ AB ] k2 = 2 10–7 Quando a reação A+ + B– Æ AB atinge o equilíbrio, temos: [AB] k1 1 1013 Kc = –––––––––– = –––– = –––––––––– = 5 1019 + – [A ] . [B ] k2 2 10–7 Corretas: 0 e 1 Resposta: E concentrações dos reagentes irão diminuir até ser atingido o equilíbrio, no qual permanecerão inalteradas no decorrer do tempo (pontos B, C, D etc.). A constante de equilíbrio pode ser maior, menor ou igual a 1, dependendo da temperatura e de cada reação. No equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são 10) A+ + B– Æ AB – 15 v1 ææÆ B 11) a) A ææ v2 v1 = k1 [A]; v2 = k2 [B] 15) C(grafita) + CO2 (g) Æ 2 CO (g) (pCO)2 Kp = –––––– pCO 2 Quando o equilíbrio é atingido, v1 = v2 k1 [A] = k2 [B] [B] k1 –––– = –––– k2 [A] (1,50)2 Kp = –––––– = 1,80 1,25 k1 A relação –––– é uma constante e será chamada de consk2 tante de equilíbrio Kc. n Módulo 22 – Cálculo das Quantidades no Equilíbrio [B] Kc = –––– [A] 1) [B] k1 b) Como Kc = –––– = –––– e k2 = 10k1 temos: k2 [A] k1 Kc = ––––– = 0,1 10 k1 [CO] . [H2]3 Kc = ––––––––––––––– [CH4] . [H2O] PCl3 (g) + Cl2 (g) início 1,0 0 0 reage e forma 0,47 0,47 0,47 equilíbrio 1,00 – 0,47 = 0,53 0,47 0,47 n [ ] = ––– (mol/L) V 12) CH4 (g) + H2O (g) Æ CO (g) + 3H2 (g) Æ PCl5 (g) V = 1,00L [PCl3] [Cl2] Kc = –––––––––––– [PCl5] 0,30 . (0,80)3 5,67 = –––––––––––––– 0,40 . [H2O] Kc = [H2O] 0,068 mol/L 13) N2 (g) + O2 (g) Æ 2 NO (g) 0,47 0,47 ––––– . ––––– 1,00 1,00 ––––––––––––– 0,53 ––––– 1,00 Kc 0,42 Resposta: C (pNO)2 Kp = ––––––––––– pN2 . pO2 2) (0,1)2 Kp = –––––––––– = 5 0,2 . 0,01 Resposta: C 2 [O2]3 Kc = –––––– = 1055 (25°C) [O3]2 I – Falsa II – Falsa B Æ AB início 2 2 0 reage e forma 1,5 1,5 1,5 equilíbrio 0,5 0,5 1,5 V = 1L 1,5 ––––– 1 Kc = –––––––––––– = 6,0 0,5 0,5 –––– . –––– 1 1 A constante de equilíbrio depende da temperatura. No equilíbrio [O2]3 –––––– = 1055 [O3]2 Resposta: E 3) CO (g) + H2O (g) Æ CO2 (g) + H2 (g) [O2]3 = 1055 [O3]2 III – Correta Como a constante de equilíbrio é muito grande (1055), + [AB] Kc = –––––––– [A] [B] 14) Dado o equilíbrio: 2 O (g) Æ 3 O (g) 3 A o equilíbrio está deslocado no sentido de início a b 0 0 reage e forma z z z z equilíbrio x y z z formação de produtos (O2). Resposta: C 16 – Como a proporção em mols é de 1 para 1, para cada substância, a quantidade de CO que reagiu (z) é igual a quantidade de CO inicial (a) menos a quantidade de CO presente no equilíbrio (x). z=a–x Resposta: C 4) 2CO (g) + O2 (g) Æ 2CO2 [CO] (g) [O2] (g) [CO2] (g) início 0,8 0,6 0,0 reage e forma 0,2 0,1 0,2 equilíbrio x = 0,8 – 0,2 = 0,6 y = 0,6 – 0,1 = 0,5 x = 0,6 mol/L Resposta: B b) 0,2 7) 1 mol de N2O4 tem massa y = 0,5 mol/L 5) 92g Æ N2O4 (g) butano (g) Æ isobutano (g) 2NO2 (g) início 0,10 0 início 1,0 0 reage e forma x x reage e forma x 2x equilíbrio 0,10 – x x equilíbrio 1,0 – x 2x [isobutano] Kc = –––––––––––– [butano] (1,0 – x) + 2x = 1,20 x = 0,20 mol A quantidade em mols de N2O4 que se dissociou é 0,20 mol Resposta: A x ––––– 1,0 2,5 = –––––––––––– 0,10 – x ––––––––– 1,0 8) 2,5 (0,10 – x) = x 0,25 – 2,5x = x –3,5x = –0,25 x = 0,071 mol [isobutano] = 0,071 mol/dm3 6) MMN2O4 = 2 . 14 u + 4x 16 u = 92 u a) Cálculo da quantidade de matéria (mols) no equilíbrio. NH4OCONH2(s) Æ 2NH3 (g) + CO2 (g) início 4 . 10–3 mol 0 0 reage e forma x 2x x equilíbrio 4 . 10–3 – x 2x x H2 (g) 2x 2 x 4 . 10–9 = –––– . –– 2 2 I2 (g) Æ 2HI (g) início 1 1 0 reage e forma x x 2x equilíbrio 1–x 1–x 2x [HI]2 Kc = –––––––––– [H2] . [I2] 2 1 2x ––––– 1,0 . 102 = –––––––––––––– 1–x 1–x ––––––– ––––––– 1 1 1,0 . 102 = Kc = [NH3]2 . [CO2]1 + (2x)2 ––––––– (1 – x)2 2x 1,0 . 10 = ––––––– 1–x x3 = 8 . 10–9 10 (1 – x) = 2x x = 8 . 10–9 3 10 – 10x = 2x x = 2 . 10–3 mol 12x = 10 10–3 No início, tínhamos 4 . mol de NH4OCONH2(s); como reagiram 2 . 10–3 mol durante a decomposição, restarão no equilíbrio 2 . 10–3 mol de carbamato de amônio sólido. 5 x = ––– mol 6 – 17 Cálculo do número de mols de cada substância no equilíbrio: 5 1 H2 ⇒ 1 – ––– = ––– mol 6 6 5 1 I2 ⇒ 1 – ––– = ––– mol 6 6 5 5 HI ⇒ 2 . ––– = ––– mol 6 3 11) A partir dos dados do equilíbrio, podemos montar a tabela admitindo não haver HI no sistema no início da experiência 1. H2 1 mol Como o volume do recipiente é igual a 1 litro, as concentrações serão: O2 (g) Æ 4,2 4,2 0 reage e forma x x 2x equilíbrio 4,2 – x 4,2 – x 2x V = 1L 0 reage e forma 8,835 . 10–3 8,835 . 10–3 17,67 . 10–3 equilíbrio 1,83 . 10–3 3,13 . 10–3 17,67 . 10–3 2 HBr (g) Æ H2 (g) + Br2 (g) início 8 0 0 reage e forma 4 2 2 equilíbrio 8–4=4 2 2 2 mol [H2] = [Br2] = –––––– = 1 mol/L 2L [H2] [Br2] Kc = –––––––––– [HBr]2 2 2x ––––– 1 ––––––––––––––––– 4,2 – x 4,2 – x ––––––––– 1 1.1 Kc = ––––– = 1/4 22 ––––––––– 1 2x 10–1 = ––––––– 4,2 – x 0,1 (4,2 – x) = 2x 0,42 – 0,1x = 2x 2,1 x = 0,42 x = 0,2 mol No equilíbrio, teremos: N2 ⇒ 4,2 – 0,2 = 4,0 mol O2 ⇒ 4,2 – 0,2 = 4,0 mol NO ⇒ 2 . 0,2 = 0,4 mol [NO] = 0,4 mol/L Resposta: D 10) Se nas quatro experiências foram determinadas as concentrações no equilíbrio, para o cálculo da constante de equilíbrio basta substituir os valores de qualquer das experiências. 2 HI (q) Æ H2 (g) + I2 (g) [H2] . [I2] Kc = –––––––––– [HI]2 Substituindo com os valores da experiência 1, teremos: 1,83 . 10–3 . 3,13 . 10–3 Kc = ––––––––––––––––––––– (17,67 . 10–3)2 18 – 11,965 . 10–3 n 4 mol [HBr] = –– = –––––– = 2 mol/L V 2L [NO]2 Kc = –––––––––– [N2] . O2] Kc = 1,84 . 10–2 Resposta: A 10,665 . 10–3 Concentração das espécies no equilíbrio: 2NO (g) início 2 HI 2 mol início 12) N2 (g) + 10–2 = Æ I2 1 mol Resposta: C 1 [H2] = ––– mol/L 6 1 [I2] = ––– mol/L 6 5 [HI] = ––– mol/L 3 Resposta: C 9) + Resposta: C 13) álcool + ácido Æ éster + água 0 0 início 1,0 1,0 reage e forma 2/3 2/3 2/3 2/3 equilíbrio 1,0 – 2/3 = = 1/3 1,0 – 2/3 = = 1/3 2/3 2/3 n [ ] = –– V [éster] [água] Kc = –––––––––––––––– [álcool] [ácido] 2/3 2/3 ––––– V V Kc = ––––––––––––– 1/3 1/3 –––– –––– V V –––––– Kc = 4,0 Resposta: D 14) H2 (g) início + I2 (g) 1 Æ 2 HI (g) 1 0 reage e forma x x 2x equilíbrio 1–x 1–x 2x [propeno] Kc = –––––––––––––––– [ciclopropano] V = 1L 10 – x –––––––– 1 V Kc = ––––––––––– = –––– 3 x ––– V [HI]2 Kc = –––––––––– [H2] . [I2] 2 2x 1 49 = –––––––––––––– 1–x 1–x ––––– ––––––– 49 = 1 x = 3 (10 – x) x = 30 – 3x 4x = 30 ––––––– 1 30 x = –––– = 7,5 4 (2x)2 ––––––– (1 – x)2 Número de mols de propeno no equilíbrio. 2x 7 = ––––––– 1–x n = 10 – 7,5 \ n = 2,5 mol Resposta: B 7 (1 – x) = 2x 9x = 7 16) 7 x = –– 9 Concentração de HI no equilíbrio 2x 7 14 [HI] = ––––– mol/L = 2 . –– mol/L = –––– mol/L 1 9 9 Resposta: B 15) Cálculo da constante de equilíbrio na temperatura da experiência H2 C H2C ácido acético + álcool Æ acetato de etila + água início 2 3 0 0 reage e forma x x x x equilíbrio 2–x 3–x x x [acetato de etila] [água] Kc = –––––––––––––––––––––––––––––– [ácido acético] [álcool etílico] Admitindo volume igual a V. x x V V 4 = ––––––––––––––––– 2–x 3–x ––– . ––– Æ CH3 – CH = CH2 ––––––– CH2 início 1,0 0 reage e forma 0,25 0,25 equilíbrio 1,0 – 0,25 = 0,75 0,25 V ––––––– V x.x 4 = –––––––––––– (2 – x) (3 – x) 4 (2 – x) (3 – x) = x2 [propeno] Kc = –––––––––––––––– [ciclopropano] 4 (6 – 5x + x2) = x2 admitindo o volume = V, 0,25 n [ ] = ––– (mol/L) V 24 – 20x + 4x2 – x2 = 0 3x2 – 20x + 24 = 0 –––––––– V 1 Kc = ––––––––– = –– 0,75 3 ––––– V 20 ± 112 x = –––––––––––– 2.3 Cálculo da quantidade de propeno no equilíbrio na segunda experiência, sabendo que Kc = 1/3 pelo fato de a temperatura ser a mesma. H2 C H2C Æ CH3 – CH = CH2 CH2 início 0 10 reage e forma x x equilíbrio x 10 – x 20 + 10,6 x’ –––––––––– 6 30,6 x’ –––––– = 5,1 (impossível) 6 20 – 10,6 x’’ –––––––––– 6 9,4 x’’ ––––– 6 x’’ 1,57 mol – 19 No equilíbrio, teremos: ácido acético ⇒ 2 – 1,57 = 0,43 mol acetato de etila ⇒ 1,57 mol 2) Em águas quentes, o equilíbrio citado está deslocado no sentido de CaCO3 (corais), pois a concentração de CO2 é pequena. Resposta: B 3) Nas reações a, b, c e e não ocorrem variações de volume, portanto a pressão não desloca esses equilíbrios. CaCO3 (s) Æ CaO (s) + CO2 (g) pressão desloca-o 0 volume 0 volume 1 volume Resposta: D 4) O valor do KC mostra que a concentração de HmCO é maior que HmO2 , indicando que a hemoglobina tem maior afinidade com o CO. Resposta: 01 5) I. Errada. O equilíbrio desloca-se no sentido 2. II. Errada. O equilíbrio desloca-se no sentido 2. III. Correta. O equilíbrio desloca-se no sentido 2 (exotérmico). IV. Correta. O equilíbrio desloca-se no sentido 1 (expansão de volume). V. Correta. Catalisador não desloca equilíbrio. Resposta: B 6) I. Falsa. A produção de amoníaco diminui aumentando a temperatura até 100°C. II. Verdadeira. Desloca-o no sentido de NH3 (contração de volume). Resposta: C 17) O O + ROH Æ R—C R—C O–H + H2O O–R início 1 1 0 0 reage e forma x x x x equilíbrio 1–x 1–x x x O R—C O – R . [H2O] Kc = ––––––––––––––––––––––––––– O R—C O–H . [ROH] x.x 9 = ––––––––––––– (1 – x) (1 – x) 9 (1 – x)2 = x2 9 (1 – 2x + x2) = x2 9 – 18x + 9x2 = x2 8x2 – 18x + 9 = 0 18 ± (18)2 – 4 . 8 . 9 x = –––––––––––––––––––––– 2.8 III. Verdadeira. Introduzindo-se H2 no sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido de NH3. IV. Falsa. [NH3]2 K = –––––––––– [H2]3 . [N2] V. Verdadeira. Resposta: 02 18 ± 324 – 288 x = –––––––––––––––––– 16 18 ± 36 x = –––––––––– 16 18 + 6 x’ = –––––––– 16 x’ = 1,5 ↑ 18 – 6 x’’ = –––––––– 16 12 3 x’’ = ––– = ––– mol/L 16 4 7) Durante o andamento desta decomposição, a pressão total da mistura gasosa aumenta (quantidade em mols dos produtos é maior que a quantidade em mols do reagente). Resposta: B 8) Ao diminuir a pressão do sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido de CaO (expansão de volume). Æ CaO (s) + CO (g) CaCO3 (s) 2 0 volume 1 volume Resposta: B 9) Ao diminuir a pressão do sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido de CO + H2 (expansão de volume). Æ CO (g) + H (g) C (s) + H2O (g) 2 1 volume 2 volumes Resposta: D valor impossível 3 A concentração do éster no equilíbrio será ––– mol/L 4 Resposta: B n Módulo 23 – Deslocamento de Equilíbrio 1) I. Favorece. Introdução de N2 (aumenta a sua concentração) desloca o equilíbrio no sentido do NH3. II. Favorece. Aumento da pressão do sistema desloca o equilíbrio no sentido do NH3 (contração de volume). III. Não favorece. O catalisador não desloca equilíbrios. Resposta: A 20 – 10) Aumentando a temperatura do sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes (sentido endotérmico). [H2] [I2] [HI] Ø O gráfico que representa esse acontecimento refere-se à alternativa b. Devido ao aumento da temperatura, o equilíbrio é alcançado mais cedo. Resposta: B 18) Aumentando a temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes (sentido endotérmico). Teremos: [H2] [I2] [HI] Ø Resposta: E 19) p2SO 3 11) Kp = –––––––––––– como p = x . P, temos: 2 pSO . pO 2 2 20) x2SO . P2 1 3 Kp = ––––––––––––– \ 4,0 . 104 = 6,0 . 104 . ––– 2 3 xSO . xO . P P 2 2 P = 1,5 \ 1,5 atm Resposta: A pWI [WI6] 6 12) a) KC = ––––––– ou Kp = –––––– 3 p3 [I2] I 2 b) A formação do WI6 (g) a partir dos elementos é exotérmica, pois em temperatura baixa o equilíbrio está deslocado no sentido de WI6. 13) I. Certa. Acrescentando mais CO na mistura em equilíbrio, este será deslocado no sentido dos produtos. II. Errada. Gás inerte adicionado não desloca equilíbrio, pois não altera as pressões parciais. III. Errada. A pressão não desloca esse equilíbrio, pois não ocorre variação de volume. Resposta: A 14) Equilíbrio 1 Equilíbrio 2 21) A formação de estalactites (CaCO3) é favorecida em ambientes ricos em íons Ca2+, pois o equilíbrio é deslocado no sentido do CaCO3. O aumento da concentração de vapor-d’água desloca o terceiro equilíbrio para a esquerda. O aumento da [H+] desloca o segundo equilíbrio para a esquerda diminuindo a [HCO–3]. Isto acarreta o deslocamento do terceiro equilíbrio para a esquerda. Resposta: B Æ 2 H O (g) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 3 volumes 2 volumes NH (g) + HCl (g) Æ NH Cl (s) 3 4 2 volumes 0 volume Resposta: B 15) a) Formação dos reagentes (a [Cl2] diminui devido à reação: 2 KI + Cl2 Æ 2 KCl + I2). b) Formação dos produtos (o NaOH reage com os produtos). c) Formação dos produtos (a concentração de HCl diminui devido à reação: HCl + AgNO3 Æ AgCl + HNO3). 16) a) b) c) d) Formação dos produtos (sentido endotérmico). Formação dos produtos (sentido de consumo do CO). Nada (não haverá variação de volume). Formação dos reagentes (diminui a concentração da água, deslocando o equilíbrio para a sua formação). 17) Aumentando a temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido 1 (endotérmico). Resposta: B – 21
