Química

Química
1A
Resoluções
Aula 01
01.01. Átomo maciço e indivisível – Dalton.
Átomo nucleado – Rutherford.
01.02. J. J. Thomson – “Descobriu” a partícula elétron.
01.03. “Bola de bilhar” - Dalton.
01.04. Eletrosfera contém elétrons (partículas com carga negativa).
01.05. Vide modelo de Rutherford.
01.06. Vide modelo de Thomson.
01.07. Vide teoria.
01.08. Modelo de Rutherford.
01.09. Vide teoria.
01.10. Vide teoria.
01.11. Vide experiência de Rutherford com espalhamento das partículas
alfa.
01.12. O modelo atômico de Rutherford “substituiu” o modelo de Thomson.
01.13. O átomo não possui densidade uniforme e concentra a maior parte
de sua massa no núcleo.
01.14. Vide modelos de Thomson e de Rutherford.
01.15. Vide teoria.
01.16. Para Dalton os átomos são indivisíveis e as transformações resultam
da união e separação de átomos.
01.17. Vide experiência de Thomson com o tubo de raios catódicos.
01.18. Vide teoria.
01.19. I. Os átomos são divisíveis e constituídos de partículas menores.
II. A identidade dos átomos é dada pelo número de prótons que
possui.
01.20. a) São partículas de carga positiva emitidas por núcleos instáveis.
As partículas α também são conhecidas como núcleo de hélio.
b) Praticamente todas as partículas alfa seriam desviadas.
c) Poucas partículas alfa sofreram desvios, a grande maioria atravessou a lamínula de ouro.
d) A massa do átomo está praticamente toda concentrada em um
só ponto – o núcleo – com prótons. Há uma nuvem de elétrons
ao redor do núcleo denominada de eletrosfera.
Aula 02
02.01.
02.10.
138
2+
56 Ba
+
Z = 56 ⇒ 56p
54e−
A=Z+N
138 = 56 + N
N = 82
02.02. Z = 17 (p+)
A=Z+N
A = 17 + 18 ∴ A = 35
02.03.
Ca2+
F1−
+
Z = 20p Z = 9p+
18e−
10e−
02.04.
14
6C
A = 207Pb2+
Z = 82p+  80e−
N = 125
02.11.
Isóbaros
42
19A
40
19B
42
21C
Isótopos
40
19B
42
21C
N = 21
N = 21
N = 23
Isótonos
02.12.
137
Z = 55 X
137
56 Y
138
56 Z
número atômico
02.05. Isótopos possuem o mesmo número atômico.
02.06.
N = 82
02.13.
A = 16 17 18
O
O
O
O ⇒ Z=8 Z=8
8
8
N=8
9 10
02.07. Isótopos possuem o mesmo valor de Z.
02.08.
02.09.
A = 207Pb4+
Z = 82p+  78e−
N = 125
234
92 U
235
92 U
238
92 U
92p+
92e−
142n0
92p+
143n0
92p+
92e−
146n0
289
114 F
A=Z+N
289 = 114 + N
N = 175
292
116 Lv
A=Z+N
292 = 116 + N
N = 176
82
I. Verdadeira: 168O 188O.
II. Falsa: A = Z + N.
III. Falsa: 16 e 18 são valores de A.
IV. Verdadeira: são isoeletrônicos.
V. Verdadeira: veja o texto.
02.14.
Fe2+
Fe3+
+
26p 26p+
−
24e 23e−
* Se são isótopos distintos possuem diferentes valores de N ⇒ número de nêutrons
02.15.
A = 90Sr2+
Z = 38p+
N = 52

36e−
Extensivo Terceirão – Química 1A
1
02.16.
02.19.
A = 1 16
H
O
Z=1
8
N=0
8
1
H
1
0
A = 3 16
H
O
Z=1
8
N=2
8
8 nêutrons
56 X
81
3
H
1
2
A=Z+N
138 = 56 + N
N = 82
12 nêutrons
02.20.
"intervalo"
A=A
Q
Z=x
e− x
N = 36
02.17.
A = 51 3–
X
Z = 25
N = 26
e−28
53 1+
Y
27
26
26
55 1–
W
28
27
29
57 3+
Z
30
27
27
A = X + 36
02.18.
Isóbaros ⇒ 6x + 8 = 3x + 20
3x = 12 ∴ x = 4
Então:
32
15 A
138
56 Y
A
R
x+2
x+2
x
2+
R
N=?
A=Z+N
X + 36 = X + Z + N
N = 34
32
16 B
N = 17
Aula 03
03.01. I. Átomo nucleado – Rutherford.
II. Átomo indivisível – Dalton.
III. Elétrons em órbitas de energia quantizada – Bohr.
03.02. Vide modelo de Bohr.
03.03. Em ordem cronológica: Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.
03.04. Vide teoria.
03.05. Modelo de Bohr.
03.06. Reveja os postulados de Bohr.
03.07. Ao absorver energia um elétron muda de um nível para outro de
energia maior.
Ordem crescente de energia nos níveis
K
L
M
N
O
P
Q
03.08. Vide teoria.
03.09. Modelo de Bohr explicando a fosforescência.
03.10. 01) V – Modelo de Bohr.
02) F – Modelo de Thomson.
04) F – Em órbita estacionária não absorve nem emite energia espontaneamente.
08) F – Transição eletrônica.
16) V – Modelo de Bohr.
03.11. Reveja os modelos atômicos – Aulas 1 e 3.
2
03.12. Reveja os modelos atômicos.
03.13. Se a luz vermelha possui comprimento de onda maior, possui menor frequência logo; menor energia.
E=h∙f
03.14. Vide modelo de Bohr.
03.15. Vide modelo de Bohr.
03.16. Respostas:
Verdadeiras: 01 e 02
Falsas: 00 e 03
Vide modelos atômicos
03.17. O modelo que explica as cores dos fogos de artifício é o de Bohr.
03.18. Modelo de Rutherford.
03.19.a) Modelo atômico de Bohr.
b) Quando ocorre a explosão dos fogos de artifício, os elétrons
absorvem energia e saltam para níveis mais externos. Quando
retornam para níveis mais internos, liberam energia na forma de
luz.
03.20.O modelo atômico apresentado é o modelo de Bohr. No modelo de
Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo, em níveis específicos
de energia, chamados de camadas. No caso do modelo do átomo
de hidrogênio apresentado, pode-se observar que a órbita não é
elíptica, e o elétron gira em torno do núcleo, em uma região própria, ou em uma camada chamada de camada K.
Extensivo Terceirão – Química 1A
Química
1B
Resoluções
Aula 01
01.01.
01.09.
MM O 3 = 3 ⋅ (16 ) = 48 u
5
5
MA x = ⋅ MA C = ⋅12 = 5 ⋅ 2 = 10 u
6
6
MA x = 10 u
MM NH 3 = 14 + 3 (1) = 17 u
01.02.
01.03.
01.04.
MM CO 2 = 12 + 2 (16 ) = 44 u
01.10.
MM CO = 12 + 16 = 28 u
01.11.
MM C 6H12O 6 = 6 (12) + 12 (1) + 6 (16 ) = 180 u MM C H O
6 12 6
=?

MM H 2O = 2 (1) + 16 = 18 u
 MM H 2O
102 + y (16) = 182
y (16) = 80
y=5
01.12.
01.05.Vide teoria.
01.06.Vide teoria.
01.07.
10u
B
MABoro = ?
1 átomo
80
4 átomos
81
M
M
x % = ?
MA(M) = 79,9
5 átomos
y % = ?
MA Boro =
x % + y % = 100%
x = 100 – y
MA (M) =
01.13.
MM ( C 2H 2 ) = 2 (12) + 2 (1) = 26 u
MM ( C12H 22O11) = 12 (12) + 22 (1) + 11(16 ) = 342 u
01.14.
Escala Atual
(MA)
y = 45%
+
x = 55%
100%
2
H 3H
;
H – Cℓ
(10 ⋅ 1) + (11 ⋅ 4 ) 54
= = 10, 8 u
5
5
Média Ponderada!
(79 ⋅ x ) + (81⋅ y )
= 79, 9 u
100
79 ⋅ x + 81⋅ y = 7990
79 (100 − y ) + 81y = 7990
7900 − 79 y + 81y = 7990
2y = 90
y = 45
H
11u
B
79
1
MMCOCℓ2 = 12 + 16 + 2 (35,5) = 99 u
MMV2Oy = 2 (51) + y (16) = 182 u
MM Glicos e 180 u
= = 10
MM Agua
18 u
01.08.
MA C = 12 u
Escala "Passada"
(Antiga)
35
Cℓ
37
Molécula
+ leve
Molécula
+ pesada
1
H – 35Cℓ
MM = 36 u
3
H – 37Cℓ
MM = 40 u
Massa variável entre
36 u e 40 u
Cℓ
S = 32 u
O = 16 u
x2
S = ? u
O = 100 u
x2
MAS = 200 u
MMSO2 = 200 + 2 (100) = 400 u
(seria na escala antiga)
01.15.
MM ( CaSO 4 ⋅ 4 H 2O ) = 40 + 32 + 4 (16 ) + 4 (18) = 208 u
MM H 2O = 18 u
01.16.
"MM" (Na 2SO 4 ⋅3H 2O ) = 2 (23) + 32 + 4 (16 ) + 3 (18) = 196 u
MM H 2O = 18 u
Extensivo Terceirão – Química 1B
1
01.19.a) 12C e 13C representam isótopos do elemento carbono
01.17.
1
2
H
3
H
H
b) MA do elemento carbono =
D
(Deutério)
01.20.25% de 65Cu
Água pesada (D2O)
16
O
2
H
2
H
63
Cu
16
ou
2
D
O
2
D
63,5
64
(63 ⋅ x ) + (65 ⋅ y )
= 63, 5
100
63 ⋅ x + 65y = 6350
63 (100 − y ) + 65y = 6350
6300 − 63y + 65y = 6350
2y = 50
y = 25%
3 37
H Cℓ18O3
MM = 1 + 35 + 3 (16)
84 u
Cu
y % = ?
MA elemento ( Cu) =
H, 2H, 3H ; 35Cℓ, 37Cℓ ; 16O, 17O, 18O
HCℓO3
Molécula
Molécula
+ leve
+ pesada
H Cℓ16O3
65
x % + y % = 100%
x = 100 – y
1
1 35
64,5
MA
x % = ?
MM D 2O = 2 (2) + 16 = 20 u
01.18.
(98, 90 ⋅ 12, 000) + (110
, ⋅ 13, 003)
= 12, 01u
100
MM = 3 + 37 + 3 (18)
94 u
Podem variar de 84 a 94 u!
Aula 02
02.01.
02.02.
02.09.
MANa = 23 u é a massa de 1 átomo de sódio.
MH2O = 2(1) + 16 = 18 g/mol
1 mol —— 18 g —— 6,0 ∙ 1023 moléculas
1 mol —— 23 g
MNa = 23 g/mol
x10
m = ? g —— 6,0 ∙ 1024 moléculas
m = 180 g
23
6 ∙ 10 átomos de Sódio
02.03.
02.04.
MMCO2 = 44 u é a massa de 1 molécula de CO2.
MC2H6O = 2(12) + 6(1) + 16 = 46 g/mol
1 mol —— 46 g
0,5 mol —— m = ? g
m = 23 g
1 mol —— 6 ∙ 1023 entidades quaisquer!
02.05.
1 mol —— 44 g
MCO2 = 44 g/mol
02.06.
6 ∙ 1023 moléculas de CO2
mTOTAL = 180 + 23 = 203 g
02.10.
1 mol —— 18 g —— 6 ∙ 1023 moléculas
MH2O = 18 g/mol
m = ? g —— 1 molécula
18 ⋅1
= 3 ⋅10 −23 g
m=
6 ⋅10 23
02.07.
3 mols C1O2
3 mols de átomos de C
6 mols de átomos de O
+
9 mols de átomos
02.08.
1 mol N1H3
4
4 mol de átomos
ou
4 (6 ∙ 1023) átomos = 24 ∙ 1023 átomos
2,4 ∙ 1024 átomos
2
x10
Extensivo Terceirão – Química 1B
MC2H6O = 2(12) + 6(1) + 16 = 46 g/mol
1 mol —— 46 g —— 6,0 ∙ 1023 moléculas
8 g —— x = ? moléculas
x=
8 ⋅ 6 ⋅10 23 48 ⋅10 23
moléculas
=
46
46
x=
48 ⋅10 23
≅ 1, 04 ⋅10 23 moléculas
46
C2H6O
1 molécula —— 2 átomos de carbono
23
1,04 ∙ 10 moléculas —— y = ? átomos de carbono
23
, 04∙⋅10 23 átomos de carbono
y = 2,08 ∙ 1023 ≅ 12,1
02.15.
02.11.
MCO2 = 12 + 2(16) = 44 g/mol
MCxHy = ? g/mol ;
MMCxHy = ? u
23
1 mol —— 44 g —— 6,0 ∙ 10 moléculas
¸ 4
¸ 4
Massa molar
11 g —— x = ? moléculas
x = 1,5 ∙ 1023 moléculas
MCxHy = x g/mol
1 mol —— x = ? g —— 6 ∙ 1023 moléculas
1 molécula —— 3 átomos
O=C=O
1,71 g —— 9,03 ∙ 1021 moléculas
x 114 g
MCxHy 114 g/mol ⇒ MMCxHy = 114 u
1,5 ∙ 1023 moléculas —— y = ? átomos de carbono
y = 4,5 ∙ 1023 átomos
02.12.
Massa molecular
02.16.
MPH3 = 31 + 3(1) = 34 g ∙ mol–1 ou 34 g/mol
dH2O(ℓ)= 1,0 g/mL
1 mol —— 34 g —— 6,0 ∙ 1023 moléculas
(25oC)
¸ 2
1 mL —— 1 g
0,05 mL —— m = ? g
m = 0,05 g = 5 ∙ 10–2 g
("gota")
¸ 2
17 g —— x = ? moléculas
x = 3,0 ∙ 1023 moléculas
MH2O = 18 g/mol
1 molécula —— 4 átomos
P
H H H
5 ∙ 10–2 g —— x = ? moléculas
3,0 ∙ 1023 moléculas —— y = ? átomos
x=
y = 12,0 ∙ 1023
y = 1,2 ∙ 1024 átomos
30 ⋅ 10 21
moléculas
18
O
02.13.
MH2O = 2(1) + 16 = 18 g/mol
H
O
2 mols de átomos de H
1 mol de H2O1
1 mol de átomo de O
3 mols de átomos
Z = P = 1H
;
+
H
y =x2=∙
30 ⋅ 10 21 30 ⋅ 10 21
átomos de H
=
9
18
Mmoeda = 8 g
Z = P = 8O
m Au =
90
⋅ 8 g = 7, 2 g
100
MAu = 197 g/mol
ou
197 g ∙ mol–1
1H
10 prótons
1 mol H2O
1 molécula —— 2 átomos de H
30 ⋅ 10 21
H x=
moléculas —— y = ? átomos de H
18
02.17.
8O
1H
1 mol —— 18 g —— 6 ∙ 1023 moléculas
10 mols de prótons
1 mol —— 197 g —— 6 ∙ 1023 átomos de Au
7,2 g —— x = ? átomos de Au
x 2,2 ∙ 1022 átomos de Au
10 prótons
02.18.
oxigênio molecular
1H2
+
1 mol
02.14.
1
O2
2
1
mol
2
→
1H2O
1 mol
1 Dioxina
4 Cℓ
1 mol
4 mols
M(g) = ?
4 (35,5 g) = 142 g
3,23 ∙ 1011 g
* 323 ∙ 10–13 g
100 g
44 g
MHg = 200 g/mol
1 mol —— 200 g —— 6,0 ∙ 1023 átomos
50 ∙ 10–6 g —— x = ? átomos
x=
300 ⋅ 10 17
= 1, 5 ⋅ 10 17 átomos de Hg
200
MDioxina 323 g/mol
Frango
1 Kg
Dioxina
2,0 ∙ 10–13 mol
323 g
¸ 2
m = ? Kg
m = 0,5 Kg
–13
2,0 ∙ 10
∙ 323 g
323 ∙ 10–13 g
Extensivo Terceirão – Química 1B
¸ 2
3
b) dliq = 0,92 g/cm3
02.19.u → unidade de massa atômica
1u 1,66 ∙ 10–24 g
MHe = 4 g/mol
1 mol —— 4 g
1 cm3 do líquido l —— m = 0,92 g do líquido
0,92 g do líquido
1,66 ∙ 10–24g —— 1u
4g —— x
0,92 do vapor tóxico
vapor tóxico —— ar
x 24 ∙ 1023 u
5 ∙ 10–5 g —— 1m3
0,92 g —— v = ?
02.20.
1 mol —— 57 g —— 6 ∙ 1023 moléculas
a) MH3CNCO = 57 g/mol
v=
5 ∙ 10–5 g —— x = ?
18
v = 18, 4 ⋅ 10 3 = 1, 84 ⋅ 10 4 m 3 de ar
17
300 ⋅ 10
30 ⋅ 10
=
57
57
x = 5,26 ∙ 1017 moléculas
x=
0, 92
92 ⋅ 10 −2
=
5 ⋅ 10 −5 5 ⋅ 10 −5
Aula 03
03.01.
03.06.MNH3 = 14 + 3(1) = 17 g/mol
MCH4 = 16 g/mol ou 16 g ∙ mol–1
CNTP
17 g —— 1 mol ——— 22,4 L ——— 6 ∙ 1023 moléculas
CNTP
1 mol —— 16 g —— 22,4 L
x10
160 g —— V = ? L
V = 224 L
x10
n = 10 mol
H H H
CNTP
y=
03.03.
CNTP
1 mol —— 6,0 ∙ 1023 moléculas —— 22,4 L
x2
x2
12,0 ∙ 1023 moléculas —— V = ? L
V = 44,8 L
0,2 mol —— 4,9 L
CO2
CNTP
¸ 4
¸ 4
5,6 L —— m = ? g
m = 12 g
03.05.
MCO = 28 g/mol
CNTP
1 mol —— 28 g —— 22,4 L
10 g —— V = ? L
4
4 ⋅ 6 ⋅ 10 24
= 24 ⋅ 10 24 = 2, 4 ⋅ 10 25 átomos
1
t = 25°C e P = 1atm
L
Vmolar = ?
mol
(CO2)
(g)
MO3 = 3(16) = 48 g/mol
1 mol —— 22,4 L —— 48 g
x = 6 ∙ 1024 moléculas
6 ∙ 1024 moléculas —— y = ? átomos
03.07.
Gás amônia → NH3
V=
V = 22,4 L
¸ 2
22 g —— V = ? L
V = 11,2 L
03.04.
x10
1 molécula —— 4 átomos
N
MC3H8 = 3(12) + 8(1) = 44 g/mol
¸ 2
x10
170 g —— n = ? mol —— V = ? L ——x = ? moléculas
03.02.
1 mol —— 44 g —— 22,4 L
x10
x10
10 ⋅ 22, 4 224
=
= 8L
28
28
Extensivo Terceirão – Química 1B
Vmolar
=
1 mol —— Vmolar = ? L
4 , 9 49
=
= 24 , 5 L
0, 2 2
ou
Vmolar = 24,5 L/mol
03.08.
03.12.
MN2 = 2(14) = 28 g/mol
mN2 = 84 g
mx = 132 g; Mx = ?
N2
n=
P ∙V = n ∙ R ∙T
P⋅V
n=
= cte
R⋅T
Hipótese (Princípio
de Avogadro)
nN2 = nx
mesmas
condições
de T e P
V
Gás X
V
84 132
=
¸ 3
28 M x
¸ 3
MC2H2 = 2(12) + 2(1) = 26 g/mol
m
M
M x = 44 g / mol
O gás X pode ser o C3H8
MC3H8 = 3(12) + 8(1) = 44 g/mol
1 mol —— 26 g —— 6 ∙ 1023 moléculas
¸ 2
¸ 2
13 g —— x = ? moléculas
x = 3 ∙ 1023 moléculas
03.13.
PV = n ∙ R ∙ T
P⋅ V
= cte
R⋅T
nH2 = nN2 = nO2
n=
03.14. a
Gás A → O2
MO2 = 2(16) = 32 g/mol
m
M
mB = 3,35 g
MB = ?
n=
03.09.
MN2Ox = 2(14) + x(16) = y (g/mol)
28
Hipótese (princípio) de Avogadro
nA = nB
nO2 = nB
1 mol —— y = ? g —— 6,0 ∙ 1023 moléculas
0,152 g —— 1,2 ∙ 1021 moléculas
1, 60 3, 35
=
32 M B
M B ⋅ 1, 60 = 32 ⋅ 3, 35
32 ⋅ 3, 35
= 67, 0 g / mol
MB =
1, 60
y = 76 g/mol
28 + x(16) = 76
x(16) = 48
x=3
03.10.
MH2O2 = 2(1) + 2(16) = 34 g/mol
03.15.
1 mol —— 34 g —— 6,0 ∙ 1023 moléculas
x3
Libera 20 L de O2 (g) nas CNTP
x3
20 Vol
102 g —— x = ? moléculas
x = 18 ∙ 1023 = 1,8 ∙ 1024 moléculas
H
O–O
H
Água Oxigenada
V = 1 L
* V = 22,4 mL = 22,4 ∙ 10–3 mol
1 molécula —— 4 átomos
1,8 ∙ 1024 moléculas —— y = ? átomos
Água oxigenada
O2(g) (CNTP)
1 L ——————— 2 ∙ 10 L
y = 7,2 ∙ 1024 átomos
03.11.
* 22,4 ∙ 10–3 L ——————— V = ? L
MFe2O3 = 2(56) + 3(16) = 160 g/mol; MO = 16 g/mol
Fe2O3
V = 44,8 ∙ 10–2 L
1 mol —— 160 g
¸ 2
MO2 = 32 g/mol
¸ 2
n = ? mol —— 80 g
CNTP
1 mol —— 22,4 L —— 32 g
n = 0,5 mol
n = 0,5 mol Fe2O3
x 2 ∙ 10–2
44,8 ∙ 10–2 L —— m = ? g
1,5 mol de oxig.
x 2 ∙ 10–2
mO2 = 0,64 g
03.16.
1,5 (6 ∙ 1023) átomos de oxig
9,0 ∙ 1023 átomos de oxigênio
MC6H10 = 6(12) + 10(1) = 82 g/mol
mC6H10 = 8,2 kg = 8,2 ∙ 103 g = 82 ∙ 102 g
n=
m 82 ⋅ 10 2
=
= 1 ⋅ 10 2 mol de C 6H 10
M
82
Extensivo Terceirão – Química 1B
5
03.17.
03.19.
1 MOLÉCULA DE:
CO
POSSUI
→
Nº. DE ÁTOMOS
2
CO2
→
3
O2
→
2
C2H4
→
6
ppm (partes por milhão) ~ 0,50 ppm (mg/kg)
Hg
"Batata"
0,5 mg ——————— 1 kg = 1000 } Máximo permitido
MHg = 200 g/mol = 2 ∙ 102 g/mol = 2 ∙ 102 g ∙ mol–1
PV = n ∙ R ∙ T
P⋅ V
n=
R⋅T
n=K∙V
Hg
1 ∙ 10–5 mol
K = cte
"Batata"
1 ∙ 10–5 ∙ 2 ∙ 102 g = 2 ∙ 10–3 g ———25 g
x 103
x2
→
K ∙ 40 mols de átomos
→
x3
K ∙ 60 *mols de átomos
nO2 = K ∙ 10 mol
→
x2
K ∙ 20 mols de átomos
*nC2H4 = K ∙ 10 mol
x6
→
K ∙ 60 *mols de átomos
nCO = K ∙ 20 mol
*nCO2 = K ∙ 20 mol
03.18.
2 mg
x 40
1000 g
x 40
m=?
m = 80 mg ou 80 ppm
A carga deve ser confiscada!
03.20.
dH2O(ℓ)= 1 g/mL
1 mL —— 1 g
360 mL —— m = ? g
m = 360 g
n H 2O=
m 360
=
= 20 mol
M 18
20 mol de H2O1
60 mol de átomos
a) MCO = 12 + 16 = 28 g/mol
CO
1 mol —— 28 g
¸ 2
¸ 2
0,5 mol —— m = ? g
m = 14 g
H2SO3
H2 O
SO2
(ácido sulfuroso)
(anidrido sulfuroso)
3
60 (6 ∙ 1023) = 360 ∙ 1023 = 3,6 ∙ 1025 átomos
0,1 mol de SO2 { 0,2 mol de átomos de oxigênio
+
0,5 mol de C1O1 { 0,5 mol de átomos de oxigênio
0,7 mol de átomos de oxigênio
0,7 (6 ∙ 1023) = 4,2 ∙ 1023 átomos de oxigênio
6
Extensivo Terceirão – Química 1B
Química
1C
Resoluções
Aula 01
01.01.Pelo aquecimento do cianato de amônio Wöhler obteve a ureia.
01.02.O átomo de carbono é quaternário quando está ligado a quatro
outros átomos de carbono.
01.03.H2C = C = C ≡ C – H
01.14.
CH3 1º.
↑
"5 ligações"
H3C
3º.
2º.
3º.
O
1º.
1º.
01.06.Vide Teoria – Propriedades dos compostos orgânicos em comparação com inorgânicos.
01.07.Vide Teoria
01.08. 1º.
3º.
2º.
1º.
H3C – CH – CH2 – CH2 – NH2
CH3
01.09.
1º.
CH3
1º.
2º.
3º.
OH
2º.
H
2º.
1º.
H3 C– C – CH = C – CH – CH – N – CH – CH3
4º.
1º.
1º.
CH3
1º.
CH3
1º.
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
"7 carbonos secundários"
01.11.
2º.
2º.
1º.
C
C
C
2º.
N
C
C
2º.
2º.
C 3º.
C
N
C
C 1º.
C
1º.
H3C
CH3
1º.
2º.
1º.
H 1º. está ligado a C 1º.
01.18.
O
2º.
1º.
N – C 1º. CH – CH
2
3
4º. C
O=C
CH – CH
N – C 1º. 2º. 2 1º. 3
O
01.19.
NH2
calor
O=C
NH4 OCN
NH2
CH4 ON2
“Partes” iguais
Mesma fórmula
molecular
01.20.a) São compostos do elemento carbono, como hidrocarbonetos e
seus derivados.
b) Átomo de carbono ligado diretamente a dois carbonos.
c) Elementos mais abundantemente encontrados nas moléculas
orgânicas.
Ex.: C, H, O e N.
←
01.12.Dióxido de carbono – CO2 é inorgânico.
01.13.
CH3
O
N–C
CH2
Cℓ 3º. C = N
← 3º.
Total ⇒ 16 C
São terciários ⇒ 2
⇒
01.10.
2º.
O
⇒
⇒
CH3
CH3
H
01.16. Mínimo
Máximo
H2C = C = CH2
H3C – CH2 – CH3
01.17.H2C = CH – CH2 – N = C = O
CH3
CH3
1º.
1º.
1º.
01.15.
H
CH – CH – CH2 – CH – CH3
1º.
2º.
CH3 1º.
1º.
3º.
2º.
H3C– CH2 – C – CH2 – CH2 – CH3
4º.
01.04.O carbono assinalado encontra-se ligado a dois outros átomos de
carbono.
01.05.
H3C
CH2 2º.
2º.
1º.
Aula 02
02.01.a) H3 C – C = C – C ≡ CH
H
CH3
b)
H
H2 C = C – C – CH3
H CH3
c)
CH2
HC ≡ C – C = C – C – O – CH3
H H
02.02.a) H2C = C = C – C ≡ C – CH3
H
b) H3C – CH2 – C – C ≡ C – H
O
c) H – C ≡ C – C = C – CH2 – CH3
H H
02.03.Vide Teoria.
Extensivo Terceirão – Química 1C
1
02.04.
O
OH
( ) = (C)
02.05.
02.16.Carbonos saturados fazem exclusivamente simples ligações.
02.17.É a única que possui 6 átomos de carbono.
Fórmula C6H14
02.18.Vide arranjo espacial na teoria.
02.19. a) Ácido glutâmico
Primários = 2
Secundários = 3
Terciários = 0
Valina
Primários = 3
Secundários = 1
Terciários = 1
S
( ) = (C)
02.06.
CH3
CH3
N
N
O
S
N
O–Na+
O
CH3
O
02.07.
H
O H H H H
H
H
H
HO
OCH3
N
H
H
H
H
H
H
H
b)
H
CH3
O
N 1º. CH3
02.09.H2C = C = C = N – H
H
H
H
H
H
H
H
O
OH
NH2
Valina
02.20.a) I. H3 C – CH2 – CH2 – CH3
1º.
1º.
H
II.
CH3
H3 C – C – CH2 – CH3
.
H
H
OH
NH2
Ácido glutâmico
N
O
HO
CH3
02.08.d
02.10.
02.15.H – C ≡ C – C = CH
2
CH3
S
H
02.14.Apresentam dupla C = C
H3C – CH = CH2 e H2C = CH – CH2 – OH
CH3
02.11.H2C = C – CH3 ⇒ C4H8
III. H3 C – CH2 – CH – CH3
CH3
CH3
02.12.Transformação direta em “bastão”
02.13.
b) 2, 1 e 1
CH3
H3C
CH3
H
HO
H3C
CH3
OH
H
CH3
O
CH3
Aula 03
03.01. a) acíclica, normal, homogênea, saturada.
b) acíclica, ramificada, homogênea, saturada.
c) acíclica, normal, heterogênea, insaturada.
d) cíclica, ramificada, homogênea, insaturada.
e) cíclica, normal, homogênea (homocíclica), insaturada.
f ) cíclica, normal, homogênea, insaturada (aromática).
03.02.Vide Teoria.
03.03.Os carbonos insaturados, por dupla ligação, são em número de 7.
03.04.Vide Teoria.
2
03.05.Cadeia fechada, ramificada e aromática.
03.06.I. (Falsa) – Possui 2 anéis aromáticos.
03.07.Vide Teoria.
03.08.O anel aromático corresponde a estrutura
03.09.Vide Teoria.
03.10.Vide Teoria.
03.11.Vide Teoria.
Extensivo Terceirão – Química 1C
03.12.H3C – CH – CH2 – C C – H
03.18.
CH3
C–C–C–C–C
CH3
2º.
C6H12
03.13.H3 C – C – CH3
03.14.H3C – C – C – CH3
C6H12
H H
03.15.
O
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH = CH – (CH2)7 – C
Insaturações
↑
insaturados
03.20.Aromática →
Acíclica →
H
C6H6
O
OH
03.16.Vide Teoria.
03.17.
H
4º.
03.19. a) cíclica, ramificada, homogênea e insaturada.
b) 2 carbonos primários.
c) 3 carbonos insaturados.
H2C – CH2
H
C C
4º.
C = CH2
H
H
C C
H
H
H
H
H
H
H
H
C10H8
H
H
H
H
H
H
Alicíclica →
H
H
H
H
H
C14H10
H
Extensivo Terceirão – Química 1C
3
Química
1D
Resoluções
Aula 01
01.01. I. Correto, o sal se distribui na forma de pequenas partículas (disperso), logo é o soluto dessa solução e a água é o dispersante,
logo o solvente.
II. Errado, como explicado no item I.
III. Errado, o sal é o soluto (explicado em I).
IV.Correto, se houver uma quantidade de sal não dissolvido, obteremos uma solução saturada com corpo de fundo ou simplesmente uma mistura heterogênea.
01.02.Como o soro é uma solução, trata-se de uma mistura homogênea,
como o solvente é a água, a solução é aquosa simbolizada por aq.
Por isso a solução aquosa de NaCℓ é assim representada: NaCℓ(aq).
A 30oC
01.03.
70 g sal —— 100 g H2O
40 g sal —— X
40 g sal —— Y
X = 66,67 g
Y = 57,14 g
m1 —— 50 mL H2O
m3 —— 150 mL H2O
48 g K2Cr2O7(s)
(não dissolvido)
Solução saturada com 48 g de corpo de fundo
01.07. 16 g glutamato —— 100 g H2O
X —— 500 g H2O
Quantidade máxima que
conseguimos dissolver
=
Quantidade para
saturar a solução
01.08. 40°C
Como foi dissolvida a quantidade máxima, a solução é saturada
Da tabela:
13 g K2SO4 —— 100 mL H2O
X —— 50 mL H2O
2) Em 100 mL de água conseguimos dissolver até 53 g de X nessa
temperatura. Como foram adicionados 28 g de X em 100 mL de
água a solução formada é insaturada.
53 g X —— 100 mL H2O
72 g K2Cr2O7
X = 80 g glutamato
m1 = 26,5 g
3)
600 mL
H2O
120 g
K2Cr2O7
A 50oC
60 g sal —— 100 g H2O
01.04.1) 53 g X —— 100 mL H2O
dissolvido
Como há no sistema 57,3 g X,
a solução é insaturada.
m3 = 79,5 g
quantidade máxima
Quantidade máxima que conseguimos dissolver
dissolvido
50 mL H2O
40°C
⇒
X = 72 g K2Cr2O7
Adicionando
7,0 g K2SO4
6,5 g K2SO4
4) Em 100 mL de H2O conseguimos
dissolver no máximo 53 g de X,
Solução saturada com
como no sistema há 55 g de X, 2 g
corpo de fundo
não dissolvem e formam o corpo de
fundo.
Obs.: O sistema 4 também poderia ser classificado como solução
supersaturada. Para tanto, o enunciado tem que deixar bem claro
que esse excesso está dissolvido, ou então descrever todo o trabalho para se obter esse tipo de solução.
01.05. I. Errado, o correto é: A solubilidade é uma propriedade...
II. Correto, o soluto se separa em partículas muito pequenas que
não enxergamos nem com a ajuda do ultramicroscópio, o que
caracteriza a formação de uma mistura homogênea (solução).
III. Errado, o correto é: A solução é um sistema...
IV. Correto, essa é a definição de solubilidade.
01.06.12 g K2Cr2O7 —— 100 mL H2O
X —— 600 mL H2O
X = 6,5 g K2SO4
Quantidade máxima a ser dissolvida
Solução saturada com
corpo de fundo
0,5 g K2Cr2O7(s)
(não dissolvido)
dissolvido
50 mL H2O
7,0 g K2SO4
40°C
Como calculado, nessa condição conseguimos dissolver 6,5 g de
K2SO4. Como estão dissolvidos 7,0 g dessa substância, a solução
é supersaturada.
01.09. I. Se enxergamos a olho nu as partículas dispersas, temos uma
suspensão.
II. Quando enxergamos as partículas dispersas apenas com o ultramicroscópio, essas misturas heterogêneas são classificadas
como coloides.
III. Se o sal e o açúcar dissolveram, é porque se dividiram em partículas que não conseguimos enxergar nem com o ultramicroscópio e, nesses casos, obtemos misturas homogêneas ou simplesmente soluções.
Extensivo Terceirão – Química 1D
1
01.10.Solução saturada em 500 g de H2O a 40°C.
Da tabela, temos:
01.14.
1 . 23 = 23
1 . 35,5 = 35,5
Na1Cℓ1
40 g KCℓ —— 100 g H2O
58,5 g / mol
X —— 500 g H2O
58,5 g NaCℓ —— 23 g Na+
X = 200 g KCℓ
X —— 2,5 g Na+
500 g H2O
200 g KCℓ
X ≅ 6,36 g NaCℓ
Essa quantidade de sódio (2,5 g) indica que houve o consumo de,
aproximadamente, 6,36 g de NaCℓ e portanto acima dos 5 g (limite
máximo)
Resfriando
dissolvidos
40oC
20oC
01.15.01) Errado
Da tabela, temos:
90°C
(da tabela)
34,0 g KCℓ —— 100 g H2O
o
20 C
556 g glicose —— 100 g H2O
X —— 200 g H2O
Y —— 500 g H2O
X = 1112 g de glicose
Y = 170,0 g
Quantidade que se mantém dissolvida
⇒
Em 200 g H2O a 90°C conseguimos dissolver 1112 kg de glicose,
como temos 1 kg desse açúcar a solução obtida é insaturada.
02) Correto
O novo sistema obtido é
dissolvido
50°C
(da tabela)
500 g H2O
X —— 20 g H2O
X = 48,8 g C6H12O6
170,0 g KCℓ
Em 200 g de água a 50°C conseguimos dissolver 48,8 g de C6H12O6.
Como há 20 g de glicose nesse sistema, está dissolvida uma quantidade menor que a máxima, logo a solução é insaturada.
o
30 g KCℓ(s)
244 g C6H12O6 —— 100 g H2O
20 C
Não dissolvido = precipitado
04) Correto
01.11. 35 g NaCℓ —— 100 g H2O
50°C
(da tabela)
14 g NaCℓ —— X
244 g C6H12O6 —— 100 g H2O
X —— 50 g H2O
X = 122 g C6H12O6
X = 40 g H2O
Para que os 14 g de NaCℓ permaneçam dissolvidos há necessidade
de no mínimo 40 g de H2O.
Com qualquer quantidade de água inferior aos 40 g (40 mL) ocorrerá precipitação de NaCℓ.
Como havia inicialmente 200 mL de H2O, para iniciar a cristalização
(precipitação) tem que ser evaporado a partir de 160 mL de H2O.
30°C
(da tabela)
125 g C6H12O6 —— 100 g H2O
Y —— 50 g H2O
Y = 62,5 g C6H12O6
50 g H2O
100 g
01.12.Dispersão A = Homogênea = solução
C6H12O6
Dispersão B = Não tão homogênea = • olho nu = homogêneo
• ultramicroscópio = heterogêneo
⇒
Como a classificação é
Obs.: termos antigos que podem aparecer:
determinada com o au– Solução verdadeira = solução
xílio do ultramicroscópio,
– Solução coloidal = coloide
o sistema heterogêneo é
classificado como coloide.
Dispersão C = heterogêneo = suspensão
01.13.
KCℓ
H2O
30ºC
Conseguimos dissolver no máximo 62,5 g de C6H12O6, porém com
o resfriamento lento podemos manter dissolvidas quantidades
maiores que esse limite, e nesses casos a solução é supersaturada.
A tendência é formar uma solução saturada com corpo de fundo.
08) Correto
Após evaporação
da H2O
Total
24 g KCℓ
Dos 64 g de solução saturada, se 24 g são de KCℓ, a água participa
dos outros 40 g.
24 g KCℓ —— 40 g H2O
150 g H2O + 180 g C6H12O6
30°C
(da tabela)
30oC
125 g C6H12O6 —— 100 g H2O
X —— 150 g H2O
Y = 187,5 g C6H12O6
Quantidade máxima a ser dissolvida
Como há 180 g de C6H12O6, quantidade inferior à máxima, a
solução é insaturada.
X —— 100 g H2O
X = 60 g KCℓ
2
50 g H2O
T lentamente
50ºC
Solução Insaturada
Solução Saturada
64 g
100 g
C6H12O6
Extensivo Terceirão – Química 1D
16) Correto
25°C
(da tabela)
91 g C6H12O6 —— 100 g H2O
Como foram adicionados 100 g de C6H12O6
em 100 g de H2O, há um excesso de 9 g de
glicose que não está dissolvido e, portanto, no
fundo do recipiente (precipitado).
III. Correto, se a solubilidade dessa substância aumentar com o aquecimento, uma solução saturada ao ser resfriada se tornará saturada
com o corpo de fundo. Se a solubilidade da substância diminuir
com o aquecimento (aumentar com o resfriamento), a solução
inicialmente saturada, ao ser resfriada, se tornará insaturada.
01.19. a) P. fusão
P. ebulição
25°C
A 25°C a substância está numa temperatura entre a fusão e a
ebulição e, portanto, é predominante líquida.
b) Como foram usados 200 g H2O dissolveu 0,2 g de X.
Portanto, não dissolveu 55,8 g dessa substância.
c)
X —— 0,5 Kg H2O
X = 1500 g nitrato de prata
Quantidade máxima que conseguimos dissolver.
A solução saturada com corpo de fundo obtida é:
dissolvido
2000 g Sal
77°C
– 23°C
01.16. 3000 g nitrato de prata —— 1 Kg H2O
500 g H2O
1500 g Sal
30°C
H2O + 0,2 g X Dissolvido
500 g Sal
(precipitado)
55,8 g X não dissolvido
A solução obtida tem 2 000 g
(1 500 g do sal dissolvido + 500 g H2O)
01.17. I. Correto, se a solução for insaturada, o cristal se dissolverá completamente.
II. Errado, se a solução inicial for saturada, o cristal adicionado não
dissolverá.
III. Correto, como explicado em II.
IV. Correto, ao adicionar um cristal numa solução supersaturada,
ocorre a precipitação desse cristal e do sólido que estava dissolvido em excesso.
III. Correto, se a solução inicial for insaturada, poderíamos, no instante da adição, observar o sólido no sistema antes de dissolver.
01.18. I. Errado, mistura é qualquer sistema que contenha substâncias
diferentes. Se uma substância dissolve a outra, a mistura é homogênea. Se uma substância não dissolve a outra, mistura é
heterogênea. Por isso, o correto é dizer: Água e óleo não se dissolvem e, por isso, formam uma mistura heterogênea.
II. Correto, uma solução supersaturada tende a se tornar saturada
com corpo de fundo, porém esse excesso precipita pouco a
pouco, ou seja, os primeiros cristais vão ao fundo do sistema e a
solução ainda é supersaturada. Portanto, uma solução supersaturada pode apresentar corpo de chão.
(Está no fundo porque é
mais denso que a H2O)
01.20.a) Solução saturada a 50oC
100 g
70 g
Solução
X
H2O
170 g
50°C
170 g solução
3 400 g solução
70 g X
m
m = 1 400 g X
1 400 g
2 000 g
1 400 g
2 000 g
X
H2O
X
H2O
Solução
3 400 g
50°C
massa
do sal no dissolvido não dissolvido
sistema
1 400 g – 800 g = 600 g
Portanto: a) 800 g
b) 600 g
30°C
40 g X
y
100 g H2O
2 000 g H2O
y = 800 g
dissolvidos
Aula 02
02.01. a)Errado, todas as substâncias representadas nesse gráfico se dissolvem em H2O a 0°C.
b)Errado, a solubilidade do NaCℓ em água praticamente não varia
com a mudança da temperatura.
c) Correto, na temperatura onde há o cruzamento das curvas, conseguimos dissolver a mesma massa das substâncias em 100 g
de H2O.
d)Errado, o cátion do NaNO3 e do NaCℓ é o mesmo e as solubilidades são completamente diferentes.
e) Errado, a 0°C a solubilidade do NaCℓ em água é maior que a
do KNO3.
02.02.A solubilidade do gás num líquido é favorecida (aumenta) com o
aumento da pressão e da diminuição da temperatura.
02.03.Do gráfico determina-se que a solubilidade do KNO3 a 30°C é 40 g
soluto/100 g H2O.
02.04. I. Correto, o mais solúvel a 0°C é o K2CrO4.
II. Correto, o mais solúvel a 80°C é o KNO3.
III. Correto, a 40°C as curvas de solubilidade do K2CrO4 e KNO3 se
interceptam indicando que conseguimos dissolver a mesma
massa de ambos em 100 g H2O.
IV. Correto, a solubilidade do NaCℓ é representada por uma reta
praticamente paralela ao eixo da temperatura, o que indica
pouca variação da solubilidade com alteração da temperatura.
02.05. 01) Errado, observa-se no gráfico que a solubilidade do Ce2(SO4)3
diminui com o aquecimento.
02)Correto, a 20°C conseguimos dissolver perto de 30 g de KNO3
em 100 g H2O. Portanto, com 10 g dessa substância em 100 g
H2O a solução é insaturada.
Extensivo Terceirão – Química 1D
3
04)Correto, a 10°C o NaCℓ é o mais solúvel dos três.
08)Errado, a 90°C conseguimos dissolver aproximadamente 40 g de
NaCℓ em 100 g H2O, bem distante de 1 mol (58 g) desse sal.
16)Correto, a 70°C conseguimos dissolver aproximadamente 10 g
de Ce2(SO4)3 em 100 g H2O, logo com a adição de 30 g desse
composto em 100 g H2O, por volta de 20 g não dissolve e portanto obtém-se uma solução saturada com corpo de fundo ou
simplesmente uma mistura heterogênea.
02.06.
02.10.
110 g KNO3 —— 100 g H2O
60oC
(do gráfico)
110 g KNO3
Solução saturada
70 g
cafeína
100 g H2O
Solução
saturada
210 g
02.09. •Pontos na curva de solubilidade como o B indicam soluções saturadas (está dissolvida a quantidade máxima).
•Pontos abaixo da curva de solubilidade como o C indicam que
nessas soluções estão dissolvidas quantidades inferiores à máxima e, portanto, são insaturadas.
•Pontos acima da curva de solubilidade como o A indicam que
nessas soluções estão dissolvidas quantidades superiores à máxima e, portanto, são supersaturadas.
100 mL
H2O
Solução
saturada
100oC
60oC
30 g cafeína / 200 mL H2O
210 g solução saturada —— 110 g KNO3
420 g solução saturada —— X
140 g
420 g
solução saturada
60oC
200 g
H2O
220 g
KNO3
30 g
de cafeína dissolvida
resfriamento
100oC
dissolvidos
120 g KNO3
200 g
H2O
40oC
(do gráfico)
60 g KNO3 —— 100 g H2O
Y —— 200 g H2O
Dos 140 g de cafeína, 30g dissolvem e 110 g precipitam.
02.11.
Do gráfico:
– A 50°C
~ 130 g KNO3 / 100 g H2O
– 20°C
~ 40 g KNO3 / 100 g H2O
em solução
Dos 220 g KNO3 presentes no sistema 120 g dissolvem, logo precipitam (não dissolvem) 100 g.
02.07. a) Errado, o processo é endotérmico, pois o aumento da temperatura aumentou a solubilidade dessa substância.
b)Errado, a mudança da temperatura muda a solubilidade da
substância.
c) Errado, pois não houve formação de ponto(s) de inflexão na curva de solubilidade.
d)Correto, como explicado em (a).
e)Errado, a 40°C em 100 mL H2O conseguimos dissolver mais que
20 g do sal, logo a solução obtida é insaturada.
02.08.a) Correto, a 0°C o mais solúvel é o nitrito de sódio (NaNO2).
b)Correto, a solubilidade do NaCℓ é representada por uma reta,
praticamente, paralela ao eixo da temperatura. Isso determina
que a solubilidade desse sal é pouco afetada pela mudança da
temperatura.
c)Correto, a aproximadamente 37°C, conseguimos dissolver a
mesma massa de cloreto de potássio (KCℓ) e clorato de potássio
(KCℓO3) pois nessa temperatura as curvas de solubilidade dessas
substâncias se interceptam.
d)Correto, do gráfico determina-se que a 100°C conseguimos dissolver aproximadamente 50 g de KCℓO3 em 100 mL de H2O. Com
a adição de 100 g de clorato de potássio, em 100 mL de H2O,
50 g dissolvem e os outros 50 g precipitam (não dissolvem).
e)Errado, do gráfico determina-se que a 10°C conseguimos dissolver 70 g de CaCℓ2 em 100 mL de H2O. Adicionando 100 g de
cloreto de cálcio em 100 mL de H2O, dissolvem 70 g e os outros
30 g precipitam (não dissolvem).
80oC
110 g
de cafeína não dissolvida
(cristalizada)
Y = 120 g (dissolvido)
4
200 mL
H2O
de cafeína dissolvida
X = 220 g KNO3
220 g
KNO3
A 80oC
15 g cafeína / 100 mL H2O
130 KNO3
dissolvido
50oC
100 g
H2O
130 g
KNO3
40 g KNO3
dissolvidos
resfriamento
100 g
H2O
20oC
90 g KNO3
não dissolvido
(cristalizam)
02.12.a) Falso, a 10°C o mais solúvel é o NaNO3 (nitrato de sódio).
b)Verdadeiro, a solubilidade do NaCℓ é, praticamente, uma reta
paralela ao eixo da temperatura. Isso indica que sua solubilidade
é pouco afetada pela variação da temperatura.
c) Falso, o Ce2(SO4)3 tem a curva de solubilidade descendente. Isso
indica que o aumento da temperatura diminui a solubilidade
dessa substância em água.
d)Verdadeiro, do gráfico determina-se que conseguimos dissolver
pouco mais de 50 g de NH4Cℓ em 100 g de H2O a 50°C. Logo a
adição, em 100 g de H2O a 50oC, de 20 g de NH4Cℓ forma uma
solução insaturada.
e)Verdadeiro, do gráfico determina-se que conseguimos dissolver
pouco menos de 80 g de KNO3 em 100 g H2O a 40°C. Logo, se
nessa condição adicionamos 80 g dessa substância, uma parte
não dissolve (sólido no fundo do recipiente).
02.13.01) Errado, depende da temperatura.
• Na temperatura onde as curvas se interceptam (~13°C) as
solubilidades são iguais.
• Na temperatura abaixo desse encontro, o mais solúvel é o
Li3SO4 (sulfato de lítio).
• Já na temperatura acima desse encontro, o mais solúvel é o
NH4Cℓ (cloreto de amônio).
Extensivo Terceirão – Química 1D
02) Correto, a 30°C, de acordo com o gráfico, conseguimos dissolver
maior massa de NH4Cℓ.
04) Correto, quando um fenômeno é favorecido pelo aumento da
temperatura é endotérmico, caso da solubilidade do NH4Cℓ.
Se um fenômeno é favorecido pelo resfriamento é exotérmico,
caso da solubilidade do Li2SO4.
08) Errado, depende da quantidade de água no sistema, do gráfico
temos que a 50°C.
– A solução saturada de Li2SO4 contém 25% em massa dessa
substância.
25% —— 30 g Li2SO4
75% —— X g H2O
X = 90 g H2O
É possível, a 50°C, dissolver 30 g de Li2SO4 desde que se tenham no mínimo 90 g de H2O.
02.14.a) Errado, os pontos sobre a curva são certamente saturadas podendo ou não ter corpo de fundo.
b) Errado, os pontos à direita da curva indicam que está dissolvida
uma quantidade inferior à máxima e, portanto, são insaturadas.
c) Errado, a 60°C conseguimos dissolver mais de 100 g de KNO3
em 100 g de água. Se no sistema estão dissolvidos (50°C) 83 g
KNO3 + 17 g KNO3 (não dissolvidos), temos 100 g de KNO3, que
a 60°C, é menor que a quantidade máxima que conseguimos.
Logo, uma solução insaturada.
d) Correto.
Do gráfico: 60 g KNO3 / 100 g H2O
Solução saturada
140 g KNO3
dissolvido
– A solução saturada de NH4Cℓ contém 33,5% em massa
dessa substância.
33,5% —— 30 g NH4Cℓ
66,5% —— Y g H2O
Y ≅ 59,6 g H2O
É possível, a dissolver 30 g de NH4Cℓ desde que se tenham no
mínimo 59,6 g de H2O.
140 g
KNO3
100 g
H2O
60 g KNO3
dissolvido
70oC
100 g
H2O
40oC
80 g KNO3
não dissolvido
(precipitado)
e) Errado, a 20°C a solubilidade é aproximadamente 30 g de
KNO3/100 g H2O.
02.15.
1.o tubo
5 cm3
H2O
0,5 g
2.o tubo
1,0 g
6.o tubo
3,0 g
5 cm3
H2O
3.o tubo
5 cm3
H2O
7.o tubo
3,5 g
5 cm3
H2O
1,5 g
4.o tubo
8.o tubo
5 cm3
H2O
5 cm3
H2O
4,0 g
5 cm3
H2O
2,0 g
9.o tubo
4,5 g
5 cm3
H2O
5.o tubo
2,5 g
5 cm3
H2O
10.o tubo
5,0 g
5 cm3
H2O
Sólido não dissolvido
NaCℓ
Nitrato de potássio KNO3
Nitrato de sódio NaNO3
A 40oC
A 40oC
A 40oC
~40 g NaCℓ/100 cm3 H2O
~60 g KNO3  100 cm3 H2O
~100 g NaNO3  100 cm3 H2O
40 g NaCℓ
X
 100 cm3 H2O
Y  5 cm3 H2O
Z  5 cm3 H2O

Y≅3g
Z= 5g
Em 5 cm3 H2O dissolvemos no máximo
3 g de KNO3
Em 5 cm3 H2O dissolvemos no máximo
5 g de NaNO3
5 cm3 H2O
X≅2g
Em 5 cm3 H2O dissolvemos no máximo
2 g de NaCℓ
Conclusões:
•• Se o sal fosse o NaCℓ, haveria precipitação a partir do 4°. , no máximo no 5°. tubo.
•• Se o sal fosse o NaNO3, não ocorreria precipitação em nenhum tubo.
•• O sal só pode ser KNO3, que acima de 3 g em 5 cm3 H2O a 40°C, precipita.
Extensivo Terceirão – Química 1D
5
02.16. I. Errado, do gráfico, temos a 25°C: 40 g KNO3/100 g H2O. Se estão dissolvidos 60 g de KNO3 em 100 g de H2O a solução é supersaturada.
II. Errado, do gráfico, temos:
70oC
Solução
saturada
140 g KNO3
35 g
NaCℓ
140 g
KNO3
100 g
H2O
60 g KNO3
100 g
H2O
dissolvido
80 g KNO3
não dissolvido
(precipitado)
III.Errado, se a solução está saturada a 10°C, temos dissolvidos 20 g
de KNO3 em 100 g H2O. Ao aquecer a 40°C, a massa do sal em
solução permanece a mesma, ou seja, 20 g.
IV.Errado, a 25°C, conseguimos dissolver 40 g KNO3 em 100 g H2O.
Como foram dissolvidos apenas 10 g a solução é insaturada.
V. Correto, como resolvido no item II, com esse resfriamento permanecem dissolvidos (em solução) 60 g de KNO3.
02.17. a) Errado, a solubilidade do CaCℓ2 é favorecida (aumenta) com o
aumento da temperatura, portanto é um fenômeno endotérmico. Logo, absorve calor.
b) Errado,
1 ∙ 40 = 40
2 ∙ 35,5 = 71
12 ∙ 1 = 12
6 ∙ 16 = 96
M = 219 g/mol
35oC
b) Errado, o aumento da temperatura aumenta a solubilidade do
NaCℓ, e portanto, é um processo endotérmico. Logo, absorve calor.
c) Errado, a 50°C conseguimos dissolver acima de 35 g de NaCℓ em
100 g de H2O. Logo, para saturar 200 g de H2O, são necessários
mais de 70 g do sal. Como foram adicionados apenas 40 g, a solução obtida é insaturada.
d) Correto, ao resfriar a solução saturada de NaCℓ, ocorre precipitação de parte do sal que estava dissolvido, pois, como mostra o
gráfico, a diminuição da temperatura diminui a solubilidade do
cloreto de sódio.
e) Errado, a 20°C conseguimos dissolver aproximadamente 34 g de
NaCℓ em 100 g de H2O. Portanto, em 1 000 g H2O, é possível
manter em solução 340 g de NaCℓ. Como foram adicionados
125 g dessa substância, a solução é insaturada.
02.19. 51,02 g — 100%
x ≅ 50 g KCl
x — 98%
50 g KCl — 100%
y — 40%
1 mol  219 g
0,2 mol  X
X = 43,8 g
y = 20 g KCl
200 g KCℓ — 400 mL H2O
X — 100 mL H2O
X = 50 g KCℓ
A solubilidade do KCℓ é 50 g KCℓ/100 g H2O. Consultando o gráfico, determinamos que a temperatura é de 80°C.
b) Do gráfico: a 20°C, 30 g KCℓ/100 g H2O
30 g KCℓ — 100 mL H2O
Y — 400 mL H2O
Y = 120 g KCℓ
Estão dissolvidos 120 g KCℓ. Como foram adicionados ao sistema
200 g desse sal, estão depositados no fundo do frasco 80 g de
KCℓ.
Aula 03
03.01.Obs.:Amálgama são ligas metálicas onde um dos componentes é
o mercúrio.
Da tabela, temos que nesse amálgama 70% da massa corresponde
à prata.
03.03.
0,092%
%
0,092 g Nacℓ —— 100 mL solução
m
v
X g Nacℓ —— 1000 mL solução
m
indica a massa em
v gramas do soluto em
1L
X = 0,92 g Nacℓ
100 mL de solução.
0,5 g —— 100 %
03.04.g/L → massa do soluto em 1,0 L de solução
X —— 70%
100 ∙ 10–3 g vitamina C —— 0,10 L solução
X = 0,35 g
X —— 1,0 L solução
500 unidades de insulina —— 1 mL solução
100 unidades de insulina —— X
prescrição
médica
6
135 g solução —— 35 g NaCℓ
405 g solução —— X
X = 105 g NaCℓ
Se 20 g KCℓ cristaliza, ficam dissolvidos 30 g de KCℓ em 100 g de
H2O. De acordo com o gráfico, a temperatura deve chegar a 20°C. A
solução inicial é saturada e a final é saturada com corpo de fundo.
02.20.a) Frasco I
(Solução saturada sem corpo de fundo)
A 0°C, em 100 g de H2O, a solução saturada tem 60 g de
CaCℓ2 ∙ 6 H2O.
c) Errado, como mostra o gráfico, com o aquecimento, o sal diminui
seu grau de hidratação.
d) Errado, o aumento da temperatura aumenta a solubilidade do
CaCℓ2 ∙ 6 H2O (de acordo com o gráfico).
e) Correto, com o resfriamento aumenta o grau de hidratação, modificando a estrutura do soluto.
03.02. U – 500
100 g
H2O
Solução
135 g
40oC
dissolvido
CaCℓ2 ∙ 6 H2O
02.18.a) Errado,
X = 0,2 mL
Extensivo Terceirão – Química 1D
X = 1 g vit. C ⇒
1, 0 g
= 1, 0 g ⋅L−1
L
ou pela fórmula
03.11.
gramas
Cerveja
Uísque
5% em volume de etanol
1 copo = 0,3 L
40% em volume de etanol
1 dose = 30 mL
litros
5 copos = 1500 mL (1,5 L)
3 doses = 90 mL
1500 mL ——100%
Vetanol —— 5%
90 mL ——100%
Vetanol —— 40%
⇒
⇒
Cálcio (Ca) = 7,792 mg/L
03.05. AlcalinoEstrôncio (Sr) = 0,342 mg/L
+
terrosos
Magnésio (Mg) = 0,340 mg/L
⇒
⇒
m 100 ⋅10 −3 g
C= 1 =
= 1, 0 g / L
0, 1 L
V
Vetanol = 75 mL
8,474 mg/L
Vetanol = 36 mL
03.06. 3,5%
3,5 g Nacℓ —— 100 mL de água do mar
m
v
Volume total
ingerido
X —— 3000 mL de água do mar
3L
X = 105 g
105 g ——100%
y —— 80%
y = 84 g
03.07.
Densidade do 0, 9 g benzeno
mL benzeno
benzeno
1 mL benzeno —— 0,9 g benzeno
5000 mL benzeno —— X
03.12. I.Errado, se a concentração mínima é de 20 mg ∙ L–1, durante o
tratamento a concentração de antibiótico não pode ser inferior
a essa. Do Gráfico, determina-se que após 8 h a concentração do
medicamento já está em 10 mg ∙ L–1.
II.Correto, após 3 horas de ingestão já se atinge a concentração
máxima. E desse valor, para não ter mais o medicamento no sangue levam 9 horas.
III.Correto.
03.13.
X = 4500 g benzeno
1m3 = 103 L
Foram colocados 4500 g de benzeno nessa atmosfera de 1500 ∙ 103 L.
4500 g benzeno —— 1500 ∙ 103 L
X —— 1 L
240 mg cálcio —— 200 mL leite (1 copo)
1200 mg cálcio —— X
X = 1000 mL = 1 L
03.14.Nota: Analgésico = tira a dor
Antipirético = tira a febre
10 mg dipirona —— 1 kg de massa corpórea
X = 3 ∙ 10–3 g = 3 mg
X —— 30 kg de massa corpórea
pela fórmula:
C=
X = 300 mg dipirona
4500 g
3 mg
m1
=
= 3 ⋅10 −3 =
V(L ) 1500 ⋅10 3 L
L
50%
De acordo com a tabela, com essa concentração de benzeno no
ar, o tempo máximo de exposição é de 4 horas.
03.08. I. Correto,
21 dg alcool 2,1 g 2,1 µg
=
=
deci = 10 −1
L sangue
L
µL
21 dg alcool 2,1 g 2,1 µg
=
=
deci = 10 −1
L sangue
L
µL
II. Correto, a penalidade descrita é para concentração
superior
0,3 g dipirona —— Y
(300 mg)
Y = 0,6 mL
03.15. (01) Errado, 12,5% em massa significa que em 100 g de solução há
12,5 g de soluto e 87,5 g de solvente.
(soluto + solvente = solução)
(02) Correto
200 g —— 100%
X = 61,0 g
III.Correto, 2,1 g álcool —— 1 L sangue
X —— 5 L sangue
X = 10,5 g álcool
03.09.O soluto é o CuSO4, portanto:
X —— 75% (solvente)
H2O
50 g dipirona —— 100 mL de solução
m
v
X —— 30,5% (soluto)
6 dg alcool
L sangue
100 g —— 25% (soluto)
(75 + 36) mL = 111 mL
solução
100%
soluto + solvente = solução
(KNO3)
(H2O)
30 mg tartrazina
por
100 g amostra
100 g —— 100 %
(H2O)
solução
61 g + m = 200 g
m = 139 g
(04) Errado
991 mL —— 991 g
H2O
H2O
X = 300 g H2O
03.10. Limite
máximo
KNO3
0,9 g
NaCℓ
Solução
991 g
H2O
991,9 g
991,9 g —— 100%
0,9 g —— X
X ≅ 0,09%
(08) Correto, partindo de doses iguais, como o uísque é o mais concentrado embriagaria mais rápido.
30 ∙ 10–3 g —— X
X = 0,03%
Extensivo Terceirão – Química 1D
7
03.16.01) Correto,
– 70 kg ∙ 0,07 = 4,9 L de sangue
03.18. Cuidado:
Neste teste algumas quantidades se referem ao elemento cromo
(Cr) e outras às substâncias de que ele faz parte.
Nesses casos a relação entre as massas do elemento e da substância é obtida a partir do cálculo da massa molar.
– 5 latas de cerveja → 5 ∙ 350 = 1 750 mL
1750 mL —— 100%
X —— 0,5%
X = 8,75 mL Etanol
d=
0, 8 et an ol
1mL e tan ol
Cr(OH)SO4
Cr = 52
O = 16
H=1
S = 32
1 mL —— 0,8 g
8,75 mL —— Y
Y = 7g
1 ∙ 52 = 52
5 ∙ 16 = 80
1∙1=1
1 ∙ 32 = 32
165
82,5 g Cr(OH)SO4 —— X
70 dg álcool —— 4,9 L sangue
X = 26 g Cr3+ ou Cr(III)
m —— 1,0 L sangue
m = 14,3 dg
Despejando 82,5 g do composto Cr(OH)SO4 estamos lançando 26 g
de cromo (III) dissolvidos em 5 ∙ 103 L de solução.
dg
, ou seja, muito
A concentração de álcool no sangue é de 14 , 3
L
acima do permitido.
26 g Cr3+ ——5 ∙ 103 L solução
Y —— 1 L solução
02) Correto,
Y = 5,2 ∙ 10–3 g Cr3+
L
150 kg ∙ 0,07 = 10,5 L sangue
5,2 mg
= 5,2 mg ∙ L–1
L
bem superior a permitida, 0,5 mg ∙ L–1
3500 mL ——100%
10 latas de cerveja
X —— 0,5%
X = 17,5 mL etanol
03.19. No envelope de sais, temos 1,5 g KCℓ
10,5 L ——100%
K1Cℓ1
17,5 ∙ 10–3 L —— y
1 ∙ 39 = 39
1 ∙ 35,5 = 35,5
Y = 0,167%
74,5 g/mol
04)Errado
74,5 g KCℓ ——39 g K+
700 mL ——100%
2 latas de cerveja
1,5 g KCℓ —— X
X —— 0,5%
X = 0,785 g K+
X = 3,5 mL etanol
Sal light
1 g sal ——242 ∙ 10–3 g K+
08)Errado
350 mL ——100%
0,8 g álcool
mL álcool
X —— 0,5%
X = 1,75 mL etanol
1 mL —— 0,8 g
Y —— 0,785 g K+
Y = 3,24 g
1,75 mL —— m
m = 1,4 g etanol
03.17.Cuidado:
Neste teste algumas quantidades se referem ao cálcio e outras ao
carbonato de cálcio.
cálcio
De acordo com os cálculos, para se obter a mesma massa de
K+ (0,785 g) são necessários 3,24 g de sal light.
03.20. Para atingir o limite de 2 g de sódio faltam 0,7 g do rótulo temos:
sódio = 6,98 mg/mL
1200 mg ——100%
X —— 40%
A relação entre massas da substância (carbonato de cálcio) e o elemento cálcio é feita a partir do cálculo da massa molar.
1 ∙ 40 = 40
1 ∙ 12 = 12
3 ∙ 16 = 48
100
100 g CaCO3 ——40 g cálcio
400 mg CaCO3 ——Y
(1 comprimido)
Y = 160 mg cálcio
1 comprimido ——160 mg cálcio
Z —— 480 mg cálcio (deficiência)
Z = 3 comprimidos
8
1 mL água mineral ——6,98 ∙ 10–3 g sódio
X —— 0,7 g sódio
X = 100 mL
X = 480 mg cálcio (deficiência)
CaCO3
Ca = 40
C = 12
O = 16
165 g Cr(OH)SO4 ——52 g Cr3+
Extensivo Terceirão – Química 1D
Química
1E
Resoluções
Aula 01
01.01. b
01.02. b
01.03. b
01.04. A temperatura de 25°C é maior que o ponto de ebulição da amônia:
S
PF
L
–78°C
PE
G
–33°C
25°C
01.05. c
01.06. Densidade do Fe: 8 g/cm3
Densidade do álcool: 0,8 g/cm3
01.07. e
01.08. Para materiais imiscíveis o material menos denso flutua no mais
denso.
01.09. As massas são iguais; volume e densidade são inversamente proporcionais.
01.10. A água evapora, mas os sais dissolvidos nela não evaporam, acumulando-se no solo.
01.11. Em nível microscópico, as partículas de um sólido estão mais ordenadas que as partículas dos gases.
01.12. c
01.13. d
01.14.
m
d=
V
Ouro
Cobre
Prata
TOTAL
Massa (g)
579
90
105
774
01.15. Densidades dos cremes:
Volume (cm3)
30
10
10
50
A : d=
m 30g
=
= 1, 5g / mL
V 20mL
B:=
d
m 60 g
=
= 1, 43g / mL
V 42mL
C:=
d
m 90 g
=
= 1, 2g / mL
V 75mL
D:=
d
m 120 g
=
= 1, 5g / mL
V 80mL
E:=
d
m 180 g
=
= 1, 5g / mL
V 120mL
O creme com menor densidade é o que possui mais água.
01.16. A densidade do ácido etanoico é maior que a do ácido n-pentanoico.
01.17. e
01.18. A varredura provoca a fusão do gelo (passagem do estado sólido
para o líquido).
01.19. Na lâmpada incandescente é empregado o tungstênio. De acordo
com o texto, a lâmpada incandescente utiliza “o elemento que permanece como sólido em temperaturas maiores que a dos metais”.
Além disso, “o filamento deve suportar altas temperaturas sem se
fundir ou vaporizar”. Analisando a tabela fornecida, o metal que
apresenta maior ponto de fusão e também o maior ponto de ebulição é o metal utilizado nas lâmpadas incandescentes, ou seja, o
tungstênio.
Na lâmpada fluorescente é empregado o mercúrio. De acordo com
o texto, a lâmpada fluorescente emprega “um metal que é líquido
em condições ambientais normais, mas que também se vaporiza
de forma apreciável”. O único metal líquido à temperatura de 25°C,
com pequeno ponto de ebulição, é o mercúrio.
01.20.a) Evaporação e condensação.
b) A evaporação ocorre na superfície da água salobra, enquanto
que a condensação ocorre na superfície inferior do plástico.
c) A evaporação. A energia provém do Sol (energia solar).
Aula 02
02.01. e
02.02. Elementos: Aℓ, O, Si, H.
02.03. e
02.04. b
02.05. b
02.06. O sistema 2 é uma mistura de duas substâncias simples.
02.07. c
02.08. Esse sistema é uma mistura de 4 substâncias diferentes: duas simples (O2 e O3) e duas compostas (H2O e NH3).
02.09. Isótopos são átomos que apresentam o mesmo número de prótons (são átomos do mesmo elemento químico), mas diferentes
números de nêutrons (e, consequentemente, diferentes números
de massa). No caso, 238 e 235 são dois diferentes números de massa do elemento urânio.
02.10. e
02.11. a
02.12. 31 (01, 02, 04, 08,16)
02.13. e
02.14. e
02.15. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)
02.16. 02)As formas alotrópicas são substâncias diferentes e, portanto,
apresentam propriedades diferentes
04)Alótropos são substâncias simples; CO e CO2 são substâncias
compostas enquanto que o CO32– não é uma substância (é um
ânion).
08)O nanotubo de carbono é um alótropo do carbono
02.17. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)
02.18. Os metais formam substâncias simples e, com exceção do mercúrio, são sólidos na temperatura ambiente. O amálgama é uma
mistura de substâncias simples.
Extensivo Terceirão – Química 1E
1
02.19.a) A – 1; B – 1; C – 3; D – 3; E – 3
b) A e B
c) C, D e E
d) B e D
e) A – 2; B – 1; C – 2; D – 2; E – 3
f ) X2
g) YZ ou ZY
h) X2, X3 e Z2
02.20. a) Água: H2O
Oxigênio: O2
b)O estudante confundiu a substância oxigênio (O2), que deveria
estar dissolvida na água, com o átomo do elemento oxigênio,
que está presente na molécula de água.
Aula 03
03.01. Os sais minerais presentes na água mineral são solúveis (formam
uma solução).
03.02. a) 1 – 2
b) 2 – 2
c) 4 – 3
d) 3 – 1
e) 2 – 2
03.03. A afirmação II não é sempre verdadeira, pois pode haver misturas
homogêneas (chamadas soluções), isto é, sistemas monofásicos,
como, por exemplo, água com etanol.
03.04. Componentes: C7H8, I2, H2O e CCℓ4. Elementos químicos: C, H, I,
O e Cℓ.
03.05. d
03.06. O ouro é uma substância pura; a água mineral e o ar são soluções; a
água e o óleo são imiscíveis.
03.07. A densidade da mistura é a média ponderada entre as densidades
dos seus componentes:
d=
4 ⋅1000 + 96 ⋅ 800
= 808 g / L
100
03.11. d
03.12. Respectivamente: CO2 – C – mistura – O3 – C4H10.
03.13. d
03.14. Abaixo de 0°C a substância pode ser sólida ou líquida.
03.15. A solução de fenol em hexano é uma mistura; o outro sistema (hexano) é uma substância pura.
03.16. A mistura eutética mantém a temperatura constante durante a fusão.
03.17. 63 (01, 02, 04, 08,16, 32)
03.18. A temperatura de ebulição da água salgada varia durante a mudança de estado (é uma mistura) e seu valor é maior que o da água
pura.
03.19. 63 (01, 02, 04, 08,16, 32)
03.20. I. a) substância pura; b) 3 H2
II. a) substância pura; b) 2 CO2
III. a) mistura; b) HCℓ + H2O
IV. a) mistura; b) 2 O2 + O3
03.21. Em uma substância pura, todas as moléculas são iguais (são moléculas da mesma substância). Nas moléculas de uma substância
simples, todos os átomos são de um mesmo elemento químico.
03.08. Sistemas heterogêneos bifásicos: III, IV e V.
03.09. O sistema 04 é heterogêneo (duas fases). O sistema 08 é homogêneo (o iodo está dissolvido). O ar limpo apresenta apenas uma fase.
03.10. II – A água é uma substância composta pelos elementos O e H.
III – Um sistema homogêneo pode ser uma substância pura, não
necessariamente uma mistura.
V – Um sistema polifásico pode ser uma substância pura (ex.: água
com gelo).
2
Extensivo Terceirão – Química 1E