QUI 4A aula 07 07.01) Alternativa D I) Alumínio – metal leve usado

QUI 4A aula 07
07.01) Alternativa D
I) Alumínio – metal leve usado na construção civil e que sofre pouca corrosão.
II) Cobre – metal que misturado ao estanho forma a liga metálica chamada de
bronze.
III) Tungstênio – metal com elevado ponto de fusão que é utilizado em filamentos
de lâmpadas incandescentes.
07.02) Alternativa D
I) Átomos iguais ligados lado a lado, formando uma estrutura sólida – ligação
metálica = Ferro
II) Átomos com raios diferentes ligados lado a lado, formando uma estrutura sólida
– ligação iônica = Cloreto de sódio
III) Átomos ligados formando moléculas, formando uma substância no estado
gasoso – ligação covalente = Dióxido de carbono
07.03) Alternativa B
A substância X possui alto ponto de fusão, não conduz no estado sólido, mas
conduz em solução aquosa – Substância iônica
A substância Y possui ponto de fusão relativamente baixo, não conduz eletricidade
e é solúvel em solventes apolares – Substância molecular
07.04) Alternativa D
A condutividade elétrica dos metais ocorre devido à presença de elétrons livres na
estrutura.
07.05) Alternativa D
Os amálgamas são ligas metálicas que está sempre presente o metal mercúrio
(Hg).
07.06) Alternativa D
O aço comum é uma liga de Ferro (Fe) + Carbono (C).
07.07) Alternativa E
Os metais geralmente são sólidos que possuem alta condutividade elétrica e
térmica, devido à presença dos elétrons deslocalizados.
07.08) Alternativa C
A fórmula estrutural do CO2 é:
O=C=O
07.09) Alternativa D
A fórmula eletrônica do HNO3 deve respeitar a regra do octeto, em que os átomos
têm oito elétrons na camada de valência, exceto o hidrogênio, que fica com dois.
07.10) Alternativa C
H2 
H–H
N2 
N≡N
CO2  O = C = O
F2 
F–F
07.11) 05 (01 – 04)
01) Correta.
CaCℓ2 = metal + não metal – ligação iônica – sólido
02) Incorreta
NaCℓ = metal + não metal – ligação iônica – sólido
04) Correta
Cℓ2 = não metal + não metal – ligação covalente – gasoso
08) Incorreta
Na2O = metal + não metal – ligação iônica – sólido
16) Incorreta
O2 = não metal + não metal – ligação covalente – gasoso
07.12) Alternativa B
Os metais são condutores elétricos devido à presença de metais deslocalizados na
estrutura, que estão “livres” e possuem mobilidade para fazer a condução de
eletricidade.
07.13) Alternativa A
Composto iônico (metal + Br) = CaBr2
Composto molecular (hidrogênio + Br) = HBr
07.14) Alternativa A
Os elementos I e II quando se ligam, formam ligação covalente, ou seja, são
elementos não metálicos.
Quando o elemento III se liga ao I e ao II, forma ligação iônica, indicando grande
diferença de eletronegatividade. O elemento III é um metal.
07.15) Alternativa B
H2O
H–O–H
HNO2
H–O–N=O
NaHS
Na+[H – S]–
07.16) Alternativa D
A molécula de SF6 não obedece à regra do octeto, pois o enxofre fica com 12
elétrons na camada de valência:
07.17) Alternativa E
Os metais são materiais que apresentam boa condutibilidade elétrica no estado
sólido.
Ferro, bronze e latão apresentam ligações metálicas.
07.18) Alternativa E
O bário é um metal alcalino terroso (grupo 2) e tende a perder dois elétrons
quando se liga ao oxigênio.
07.19)
O composto I é capaz de conduzir eletricidade no estado sólido, indicando que
apresenta ligação metálica em sua estrutura.
Elemento com 2 elétrons na valência, 3º período = Mg
Elemento com 3 elétrons na valência, 3º período = Aℓ
Elemento com 7 elétrons na valência, 3º período = Cℓ
O composto II apresenta ponto de fusão relativamente baixo, indicando ligação
covalente:
AℓCℓ3
*Alumínio e cloro fazem ligação covalente, pois a diferença de eletronegatividade
entre os dois elementos é menor que 1,6.
O composto III apresenta alto ponto de fusão e ebulição, indicando ligação iônica:
MgCℓ2
07.20)
a) O cloro irá formar ligação covalente com o hidrogênio e carbono, pois a diferença
de eletronegatividade entre os dois elementos é pequena.
b)
QUI 4A aula 08
08.01) Alternativa D
A molécula NH3 apresenta entre os átomos ligações covalentes (não metal + H).
Estas ligações resultado do compartilhamento de elétrons que estão mais
deslocados para um dos átomos, resultando em uma molécula polar (existe
diferença de eletronegatividade entre os elementos).
08.02) Alternativa D
O gás oxigênio (O2) apresenta fórmula estrutural:
O=O
Possui uma ligação covalente σ do tipo p – p e uma ligação covalente π.
08.03) Alternativa D
A molécula representada possui 1 ligação sigma e 2 ligações pi, ou seja, uma tripla
ligação entre átomos.
N2  N ≡ N
08.04) Alternativa C
A estrutura do HCℓ é:
H – Cℓ
Faz uma ligação σ do tipo s – p.
08.05) Alternativa E
A estrutura do Cℓ2 é:
Cℓ – Cℓ
Faz uma ligação σ do tipo p – p.
08.06) Alternativa D
A estrutura do H2S é:
H–S–H
Faz duas ligações σ do tipo s – p.
08.07) Alternativa E
A molécula do gás nitrogênio (N2) apresenta duas ligações pi em uma tripla ligação.
N2  N ≡ N
08.08) Alternativa D
O composto NaCℓ faz ligação iônica (metal + não metal).
08.09) Alternativa C
A molécula do gás nitrogênio (N2) apresenta uma tripla ligação.
N2  N ≡ N
08.10) Alternativa D
HI (hidrogênio + não metal)  Ligação covalente
NH3 (não metal + hidrogênio)  Ligação covalente
NaCℓ (metal + não metal)  Ligação iônica
08.11) Alternativa D
Uma substância sólida que é isolante elétrico não pode apresentar ligações
metálicas, pois senão iria conduzir eletricidade.
08.12) Alternativa E
O Germânio (Ge) pertence à família 4A, logo, possui quatro elétrons na camada de
valência e pode fazer 4 ligações covalentes.
O hidreto de germânio tem fórmula GeH4.
08.13) Alternativa D
Elementos de uma mesma família possuem comportamento semelhante. O oxigênio
se combina com o hidrogênio da seguinte forma: H2O. Como enxofre e selênio
estão no mesmo grupo, apresentam o mesmo comportamento: H 2S e H2Se.
08.14) Alternativa D
O argônio é um gás nobre, possui a camada de valência completa e não faz
ligações químicas com outros elementos em condições normais. O gás argônio é
monoatômico, representado pela fórmula molecular: Ar.
08.15) Alternativa E
O composto Aℓ2O3 (metal + não metal) apresenta ligação iônica.
08.16) Alternativa B
As fórmulas estruturais do H2S e SO2 são:
H–S–H
O=SO
Sua representação pelas fórmulas eletrônicas é:
08.17)
1) Incorreta. Para Dalton, o átomo era indivisível e indestrutível.
2) Incorreta. O estanho é do grupo 14 e possui quatro elétrons na camada de
valência.
3) Incorreta. As ligações metálicas realizadas pelo ferro não são explicadas pela
teoria do octeto.
4) Correta. A maleabilidade é uma propriedade dos metais que faz com que sejam
usados na confecção de embalagens e utensílios.
08.18) Alternativa C
A substância X conduz eletricidade no estado líquido, mas não no estado sólido –
característica de substância iônica.
A substância Y não conduz eletricidade em nenhum estado – característica de
substância molecular.
08.19)
Fórmula estrutural da uréia:
08.20)
7N
1s2 2s2 2p3
QUI 4B aula 07
07.01) Alternativa E
Valor médio de iodo = 40 mg/kg sal
NaI = 150 g/mol
1 mol NaI

1 mol I
150 g NaI

127 g I

40 mg I
x
x = 47,25 mg NaI/kg sal
47,25 mg NaI
y

1 kg sal

1000 kg sal
y = 47250 mg  47,25 g NaI
07.02) Alternativa C
12,44 – 7,15 = 5,29 g F que reage
Xe
+
xF

XeFx
9,13 g
5,29 g
0,07 mol
0,28 mol
1 mol
4 mol (proporção)
x=4
XeF4
07.03) Alternativa B
A mistura inicial tem 8 mol de NO2 e 6 mol de O3, Como a proporção é 2 NO2 : 1
O3, o ozônio está em excesso e o NO2 é o limitante.
O produto da reação deve apresentar moléculas de O3 que está em excesso no
sistema, logo, o produto correto é I.
07.04) Alternativa B
2 mol H2S

1 mol SO2
5 mol H2S
2 mol SO2
Excesso
Limitante
1 mol SO2

3 mol S
1 mol SO2

96 g S
2 mol SO2

x
x = 192 g S
07.05) Alternativa D
Fe
+
S

FeS
56 g Fe
32 g S
100 g Fe
50 g S
Excesso
Limitante
1 mol S

1 mol FeS
32 g S

88 g FeS
50 g S

x
x = 137,5 g FeS
07.06) Alternativa C
2 Aℓ
+
Cr2O3 
Aℓ2O3 +
54 g Aℓ
152 g Cr2O3
5,4 kg Aℓ
20 kg Cr2O3
Limitante
Excesso
2 mol Aℓ

2 mol Cr
54 g Aℓ

104 g Cr
5,4 kg Aℓ

x
2 Cr
x = 10,4 kg Cr
07.07) Alternativa A
CO2
+
2 NaOH

44 g CO2
80 g NaOH
5 g CO2
8 g NaOH
Excesso
Limitante
2 mol NaOH

1 mol Na2CO3
80 g NaOH

106 g Na2CO3
8 g NaOH

x
Na2CO3
+
x = 10,6 kg Na2CO3
1 mol CO2

2 mol NaOH
44 g CO2

80 g NaOH

8 g NaOH
y
y = 4,4 g CO2
5 g CO2 – 4,4 g CO2 que reage = 0,6 g CO2 excesso
07.08) Alternativa B
N2
+
3 H2

1 mol N2
3 mol H2
1 v N2
3 v H2
4 L N2
9 L H2
Excesso
Limitante
07.09) Alternativa C
2 NH3
H2O
2 CH3CHO
+
O2

2 CH3COOH
2 mol CH3CHO
1 mol O2
88 g CH3CHO
32 g O2
22 g CH3CHO
16 g O2
Limitante
Excesso
2 mol CH3CHO

2 mol CH3COOH
88 g CH3CHO

120 g CH3COOH
88 g CH3CHO

x
x = 30 g CH3COOH
07.10) Alternativa C
1 mol H2

2g
x

0,32 g
x = 0,16 mol  1,6 ⋅ 10–1 mol
1 mol O2

32 g
x

0,32 g
x = 0,01 mol  1,0 ⋅ 10–2 mol
07.11) Alternativa B
2 H2
+
O2

2 H2O
2 mol H2  1 mol O2
x

0,01 mol
x = 0,02 mol H2
Excesso = 0,16 – 0,02 = 0,14 mol H2
07.12) Alternativa A
Volumes iguais de SO2 e O2 = V
2 SO2 +
O2

2 SO3
2v
1v
V
V (0,5 V reage + 0,5 V excesso)
Volume inicial dos reagentes = 2 V
2V

0,5 V 
100%
x
x = 25%
07.13) Alternativa B
12,25 g

100%
x

80%
x = 9,8 g H3PO4
1 mol H3PO4 
1 mol Na3PO4
98 g H3PO4

164 g Na3PO4
9,8 g H3PO4

y
y = 16,4 g Na3PO4
07.14) Alternativa B
H2
P⋅V=n⋅R⋅T
1 ⋅ 1 = n ⋅ 0,082 ⋅ 298
n = 0,04 mol
Cℓ2
P⋅V=n⋅R⋅T
5 ⋅ 1 = n ⋅ 0,082 ⋅ 298
n = 0,20 mol
H2
+
Cℓ2

2 HCℓ
1 mol
1 mol
2 mol
0,04 mol
0,04 mol
0,08 mol
reage
formado
Quantidade de Cℓ2 restante:
0,20 mol – 0,04 mol = 0,16 mol
0,16
=2
0,08
07.15) Alternativa C
2 Cr
+
6 HCℓ 
2 mol Cr
6 mol HCℓ
104 g Cr 
219 g HCℓ
156 g Cr 
x
x = 328,5 g HCℓ
2 CrCℓ3
+
3 H2
07.16) Alternativa D
O óxido de cromo III possui 85% de massa pura.
1 mol Cr2O3

3 mol H2
152 g Cr2O3

3 ⋅ 22,4 L H2
0,85 ⋅ 5 g Cr2O3

x
x=
0,85  5  3  22,4
L
152
07.17) Alternativa E
2 Aℓ
+
3 H2SO4

Aℓ2(SO4)3
2 mol Aℓ

3 mol H2
54 g Aℓ

6 g H2

12 g H2
x
+ 3 H2
x = 108 g Aℓ
144 g

100%
108 g Aℓ

y
y = 75%
07.18) Alternativa B
2 mol C6H5Cℓ

1 mol C14H9Cℓ5
225 g C6H5Cℓ

354,5 g C14H9Cℓ5
1 t C6H5Cℓ

x
x = 1,575 t C14H9Cℓ5
1,575 t
y

100%

80%
y = 1,26 t
07.19)
Multiplicar a equação 1 por 5 para somar:
Equação 1: 10 NaN3(s)  10 Na(s) + 15 N2(g)
Equação 2: 10 Na(s) + 2 KNO3(s)  5 Na2O(s) + K2O(s) + N2(g)
Equação global: 10 NaN3(s) + 2 KNO3(s)  5 Na2O(s) + K2O(s) + 16 N2(g)
a)
10 mol NaN3

16 mol N2
2 mol NaN3

x
x = 3,2 mol N2
P⋅V=n⋅R⋅T
P ⋅ 70 = 3,2 ⋅ 8,3 ⋅ 300
P = 113,8 kPa
b)
10 mol NaN3

5 mol Na2O
2 mol NaN3

x
x = 1 mol Na2O  62 g
10 mol NaN3

1 mol K2O
2 mol NaN3

y
y = 0,2 mol K2O  18,8 g
10 mol NaN3

2 mol KNO3
2 mol NaN3

z
x = 0,4 mol KNO3 reage
2 – 0,4 = 1,6 mol KNO3 está em excesso  161,6 g
62 g + 18,8 g + 161,6 g = 242,4 g de sólidos
07.20)
a)
Δ


NH4NO2(s)
N2(g) + 2 H2O(g)
b)
1 mol NH4NO3

1 mol N2
64 g NH4NO3

22,4 L N2
12,8 g NH4NO3

x
x = 4,48 L N2
4,48 L
y

100%

80%
y = 3,584 L N2
QUI 4B aula 08
08.01) Alternativa D
Proteínas
300 g
x

100%

3%
x = 9 g ⋅ 4 = 36 kcal
Gorduras
300 g
y

100%

4%
y = 12 g ⋅ 9 = 108 kcal
Carboidratos
300 g
z

100%

5%
z = 15 g ⋅ 4 = 60 kcal
Total de calorias = 36 + 108 + 60 = 204 kcal
08.02) Alternativa D
Dissociação de molécula de hidrogênio em átomos – Endotérmico
Condensação de vapor de água – Exotérmico
Queima de álcool – Exotérmico
Fusão do gelo – Endotérmico
O estudante cometeu 2 erros.
08.03) Alternativa D
C12H22O11
+
12 O2 
12 CO2
+
11 H2O
–2224
+
12 ⋅ 0
12 ⋅ (–393)
+
11 ⋅ (–286)
ΣHreagentes
–2224
ΣHprodutos
–7862
ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes
ΔH = –7862 – (–2224)
ΔH = –5638 kJ
1 mol C12H22O11

342 g

–5638 kJ
200 g

x
x = 3297 kJ
10000 kJ

100%
3297 kJ

y
y = 32,97%  33%
08.04)
a) exotérmica
b) endotérmica
c) exotérmica
d) endotérmica
08.05)
a) formação
b) combustão
c) água ; hidrogênio
d) gás carbônico ; carbono
e) neutralização
08.06)
–13,8 kcal/mol ou –58 kJ/mol
08.07) Alternativa E
H2O(ℓ)  H2 +
H2 +
1
O2
2
1
O2  H2O(s)
2
H2O(ℓ)  H2O(s)
ΔH = +68,3 kcal
ΔH = –70,0 kcal
ΔH = –1,7 kcal
O calor de solidificação vale –1,7 kcal.
08.08) Alternativa A
A reação é endotérmica, pois absorve calor para acontecer.
08.09) Alternativa C
O processo de síntese da glicose é a reação inversa da combustão, portanto a
energia envolvida é a absorção de 2,8 ⋅ 106 J/mol.
1 mol C6H12O6

2,8 ⋅ 106 J
0.5 mol C6H12O6

x
x = 1,4 ⋅ 106 J
O processo de síntese de meio mol de glicose envolve a absorção de 1,4 ⋅ 106 J.
08.10) Alternativa D
A variação da entalpia, indica neste caso, que a quantidade de calor liberada é de
2200 kJ/mol.
08.11) Alternativa C
3 MgO(s) + 2 Aℓ(s)

3 Mg(s) + Aℓ2O3(s)
3 ⋅ (–604) + 2 ⋅ 0
3⋅0
ΣHreagentes
ΣHprodutos
–1812
+ –1670
–1670
ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes
ΔH = –1670 – (–1812)
ΔH = +142 kJ
08.12) Alternativa E
Analisando o gráfico é possível perceber que a energia da ligação é a diferença
entre +766 kJ e –760 kJ.
NaCℓx(s)

Na+(aq) + Cℓ–(aq)
ΔH = +6 kJ.
A reação é pouco endotérmica, envolvendo menos de +10 kJ.
08.13) Alternativa E
13,5 ⋅ 6 = 81 g Aℓ
2 mol Aℓ

1675,7 kJ
54 mol Aℓ

1675,7 kJ
81 g Aℓ

x
x = 2514 kJ
Como é um processo endotérmico, a energia envolvida (+2514 kJ) é absorvida.
08.14) Alternativa E
I) Correta.
Energia fornecida pelo carboidrato:
6 g ⋅ 4 = 24 kcal
Energia fornecida pela proteína:
0,375 g ⋅ 4 = 1,5 kcal
A energia restante é fornecida pelo álcool
75 – 25,5 = 49,5 kcal
II) Correta.
A porcentagem vale tanto para 1000 mL como para 100 mL.
75 kcal

100%
49,5 kcal

x

7 kcal

49,5 kcal
x = 66%
III) Incorreta
1 g álcool
x
x = 7,07 g álcool
Existem 7,07 g de álcool em 100 mL de vinho.
IV) Correta.
1 mL álcool
x

0,79 g

7,07 g
x = 8,95 mL álcool
08.15) Alternativa D
1 mol C12H22O11

4 mol C2H5OH
342 g C12H22O11

4 mol C2H5OH
684 g C12H22O11

x
x = 8 mol C2H5OH
1 mol C2H5OH

1230 kJ
8 mol C2H5OH

y
y = 9840 kJ
9840 kJ

100%
z

80%
z = 7872 kJ
Uma reação de combustão é exotérmica, então a entalpia do processo é –7872 kJ.
08.16) Alternativa B
9 g ⋅ 4 = 36 g H2O
1 mol H2O

6 kJ
18 g H2O

6 kJ
36 g H2O

x
x = 12 kJ
Como é um processo exotérmico (libera calor), o valor da entalpia é de –12 kJ.
08.17) Alternativa B
A entalpia de formação requer os reagentes na forma de substâncias simples e no
estado físico e alotrópico mais comum. A reação de formação do SO3 é:
S(r)
3
O2(g) 
2
+
SO3(g)
A entalpia de formação do SO3(g) é –94,4 kcal/mol.
08.18) Alternativa C
Ca(OH)2(s)
+
CO2(g) 
CaCO3(s)
–986,1
+
–393,5
–1206,9
ΣHreagentes
–1379,6
ΣHprodutos
+
H2O(g)
–241,8
–1448,7
ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes
ΔH = –1448,7 – (–1379,6)
ΔH = –69,1 kJ
08.19)
2,4 ⋅ 105 J

1 mol H2
3,0 ⋅ 107 J

x
x = 125 mol H2
O volume do gás é 1 L, o mesmo volume ocupado pela gasolina.
P⋅V=n⋅R⋅T
P ⋅ 1 = 125 ⋅ 8 10–2 ⋅ 300
P = 3000 atm
08.20)
a)
1 mol CH4

900 kJ
16 g CH4

900 kJ
1 g CH4

x
x = 56,25 kJ/g
1 mol C2H5OH

1400 kJ
46 g C2H5OH

1400 kJ
1 g C2H5OH

y
y = 30,43 kJ/g
1 mol C8H18

5500 kJ
114 g C8H18

5500 kJ
1 g C8H18

z
z = 48,24 kJ/g
O combustível que fornece maior quantidade de energia por unidade de massa é o
metano.
b)
1 mol C2H5OH

1400 kJ
46 g C2H5OH

1400 kJ

34100 kJ
x
x = 1120,43 g
QUI 4C aula 07
07.01) Alternativa D
Ésteres podem ser usados como aditivos alimentares, logo, a única opção que
apresenta a função éster: CH3CH2CH2COOCH2CH3
07.02) Alternativa C
Uma acetilação envolve o anidrido proveniente do ácido acético (2 carbonos),
chamado de anidrido acético.
07.03) Alternativa D
A função presente é a amida:
07.04)
a) butanoato de metila
b) butanoato de etila
c) etanoato de n-propila
d) etanoato de n-octila
e) hexanoato de etila
07.05) Alternativa D
A cadeia carbônica possui 3 átomos de carbono.
Propanoato de sódio
07.06) Alternativa C
07.07) Alternativa C
A junção dos grupos forma a função amida:
07.08) Alternativa A
O hexatonato de etila apresenta 6 carbonos na cadeia principal e 2 carbonos no
grupamento ligado ao oxigênio.
07.09) Alternativa E
Cloreto de etanoíla = derivado de ácido carboxílico (haleto de ácido)
Cloreto de etila = derivado halogenado (haleto de alquila)
07.10) Alternativa D
Haleto de alquila
07.11) Alternativa C
07.12) Alternativa D
07.13) Alternativa A
07.14) 10 (02 – 08)
01) Incorreta. Os haletos de ácidos provêm da substituição do OH do ácido por um
halogênio.
02) Correta. A união de um grupo acila + cloro formará um cloreto de ácido.
04) Incorreta.
O nome do composto é cloreto de benzoíla.
08) Correta.
A fórmula do composto acetato de potássio é:
16) Incorreta.
O anidrido oxálico tem fórmula:
Possui 2 carbonos.
07.15) Alternativa A
M = 204 g/mol
25,5 g 
0,5 L
x
1L

x = 51 g/L
1 mol 
204 g
y
51 g

y = 0,25 mol/L
*A massa molecular do composto C8H5O4K é 204 u e não 204 g.
07.16) 77 (01 – 04 – 08 – 64)
01) Correta.
2-metil-2-buteno
02) Incorreta.
Orto-dimetilbenzeno
04) Correta.
Etanoato de etila
08) Correta.
1-propanol
16) Incorreta.
Ácido etanoico
32) Incorreta.
Butanal
64) Correta.
2,5-dimetil-2,4-hexadieno
07.17) Alternativa D
O composto II não possui anel aromático, por isso, não pode ser considerado como
aromático.
07.18) Alternativa A
Existe a função éster no ácido acetilsalicílico.
07.19)
O produto formado recebe o nome de etanoato de cálcio ou acetato de cálcio.
07.20)
a)
b)
QUI 4C aula 08
08.01) Alternativa D
A função mercaptana (–SH ligado à carbono saturado) não é uma função
nitrogenada.
08.02) Alternativa D
A função orgânica presente no composto que possui uma carbonila é uma cetona.
08.03) Alternativa A
Com o passar do tempo, a concentração do aldeído no ar vai aumentando,
conforme o gráfico:
08.04) Alternativa E
Apresenta as funções ácido carboxílico, amina e éter.
08.05) Alternativa E
A fórmula geral dos ácidos sulfônicos é R – SO3H
08.06) Alternativa C
Os compostos de fórmula geral R – C ≡ N constituem as nitrilas.
08.07) Alternativa B
08.08) Alternativa B
Os grupos presentes nessas moléculas são aldeído, cetona e álcool (como são
várias hidroxilas, são considerados polióis).
08.09) Alternativa B
08.10) Alternativa B
I) Correta.
II) Correta.
III) Incorreta.
IV) Correta.
08.11) Alternativa D
O TNT é o trinitrotolueno, ou o 2,4,6-nitro-metilbenzeno.
A nitração do metilbenzeno ocorre nas posições orto e para, pois o metil é um ortopara dirigente.
08.12) Alternativa C
08.13) Alternativa A
(4) Propanoato de isopropila – éster
(2) Butanona – cetona
(5) Butanodial – aldeído
(1) Propanamida – amida
(3) Ácido benzoico – ácido carboxílico
08.14) Alternativa B
08.15) F, V, V, F, F
(F) A fórmula da glucoronlactona C5H7O6.
(V) O nitrogênio possui uma hibridação sp3 e um ângulo teórico de 109º 28’.
(V) A cafeína possui um grupo amina que confere basicidade para a estrutura.
(F) A cafeína possui a função amida.
(F) A concentração de cafeína é de 1,6 ⋅ 10–3 mol/L.
C8H10N4O2 = 194 g/mol
1 mol C8H10N4O2
x

194 g

80 ⋅ 10–3 g
x = 0,4 ⋅ 10–3 mol  4 ⋅ 10–4 mol
4 ⋅ 10–4 mol
y

0,25 L

1L
y = 16 ⋅ 10–4 mol  1,6 ⋅ 10–3 mol/L
08.16) Alternativa A
O gingerol apresenta fórmula molecular C17H26O4 e caráter ácido pela função fenol,
que libera H+ na presença de água.
08.17) Alternativa D
08.18) Alternativa D
Bromobenzeno
Clorobenzeno
Nitrobenzeno
Etilbenzeno
08.19)
Uma possível fórmula do composto é:
08.20)
QUI 4D aula 07
07.01) Alternativa C
V=
Δ[NO 2 ]
Δt
=
0,180  0,200
20
=
0,02
= 0,01 mol/L ⋅ min
2
07.02) Alternativa E
I. Correta.
A coloração do gás NO2 é castanha, portanto, quando maior for a sua concentração,
maior será a cor castanha no ar.
II. Correta.
A água presenta na chuva reage com o NO2, diminuindo a sua concentração no ar.
III. Incorreta.
A velocidade de uma reação vai diminuindo com o passar do tempo.
07.03) Alternativa E
O cigarro queima mais rápido quando é tragado porque ocorre um aumento da
concentração de oxigênio junto à brasa, que irá acelerar a velocidade da reação.
07.04) Alternativa E
A concentração de Z diminui com o passar do tempo  reagente
As concentrações de X e Y aumentam com o passar do tempo  produtos
ZX+Y
07.05) Alternativa B
V=
Δ[X]
Δt
=
0,4  0,7
52
=
0,3
= 0,1 mol/L ⋅ min
3
07.06) Alternativa E
v = k ⋅ [CO]2 ⋅ [O2]
Ordem global da reação = 2 + 1 = 3
A reação é de terceira ordem em relação aos reagentes.
07.07) Alternativa A
A etapa lenta define a velocidade da reação.
v = k ⋅ [NO]2 ⋅ [H2]
07.08) Alternativa E
I. Incorreta.
CO2 é produto da reação e não interfere na velocidade.
II. Correta.
v = k ⋅[NO2]2
Ordem global da reação = 2
III. Correta.
v = k ⋅[NO2]2
v = k ⋅[1]2
v=k
v = k ⋅[NO2]2
v = k ⋅[2]2
v=4k
07.09) Alternativa B
A ordem de um reagente e a ordem global da reação só pode ser determinada
utilizando experimentos em laboratório.
07.10) Alternativa C
Quando o reagente tem sua concentração dobrada e a velocidade aumenta quatro
vezes, é possível perceber uma relação quadrática entre reagente e velocidade,
logo:
v = k ⋅ [A]2
A reação é de segunda ordem em relação ao A.
07.11) Alternativa C
Considerar as concentrações iniciais iguais a 1 mol/L.
v = k ⋅ [NO2]2 ⋅ [CO]0
v = k ⋅ [1]2 ⋅ [1]0
v=k
v1 = k ⋅ [NO2]2 ⋅ [CO]0
v1 = k ⋅ [3]2 ⋅ [2]0
v1 = 9 k
v1 = 9 v
07.12) Alternativa C
v = k ⋅ [CH3CHO]2
07.13) Alternativa D
A reação apresenta uma cinética de segunda ordem, então a equação da velocidade
é:
v = k ⋅ [C2H4O]2
v = 2 ⋅ [0,002]2
v = 8 ⋅ 10–6 mol/L ⋅ s
07.14) Alternativa A
V = k ⋅ [(CH3)3CBr] ⋅ [OH–]0
V = k ⋅ [(CH3)3CBr]
07.15) Alternativa D
v = k ⋅ [X]2 ⋅ [Y]0
07.16) Alternativa B
v = k ⋅ [A]2 ⋅ [B]1
07.17) Alternativa B
Quando a concentração de N é duplicada, a velocidade da reação quadruplica,
indicando uma relação quadrática (elevado ao quadrado). Quando dobra-se a
concentração de M, não altera a velocidade da reação, mostrando que M não
influencia na velocidade (elevado à zero).
v = k ⋅ [N]2 ⋅ [M]0
v = k ⋅ [N]2
07.18) Alternativa C
1 mol H2

2g
x

120 g
x = 60 mol H2/min
3 mol H2

2 mol NH3
60 mol H2/min

y
y = 40 mol NH3/min
07.19)
a)
V=
Δ[N2 O5 ]
Δt
=
0,25  0,50
20  10
=
0,25
= 0,025 mol/L ⋅ min
10
b)
Tempo (min)
[N2O5]
[NO2]
[O2]
0
1 mol/L
0
0
10
0,5 mol/L
1 mol/L
0,25 mol/L
20
0,25 mol/L
1,5 mol/L
0,375 mol/L
30
0,125 mol/L
1,75 mol/L
0,4375 mol/L
c)
V=
Δ[N2 O5 ]
Δt
Vm =
=
0,5  1,0
10  0
=
VN2 O5
0,05
=
= 0,025 mol/L ⋅ min
2
2
07.20)
a)
ΔP(N2 )
= k ⋅ P(H2)1 ⋅ P(NO)2
Δt
b)
ΔP(N2 )
= k ⋅ P(H2)1 ⋅ P(NO)2
Δt
torr ⋅ s–1 = k ⋅ (torr)1 ⋅ (torr)2
k=
0,5
= 0,05 mol/L ⋅ min
10
torr  s 1
(torr)3
k = (torr)2 ⋅ s–1
QUI 4D aula 08
08.01) Alternativa A
Como a temperatura aumenta a rapidez das reações químicas, diminui o tempo em
que ocorrer. O gráfico que melhor representa essa diminuição é:
08.02) Alternativa D
A conversão catalítica dos gases poluentes formados no motor do carro,
transformam os gases em N2 e CO2.
08.03) Alternativa C
Quando um alimento não é guardado na geladeira, está exposto a temperaturas
mais altas, que aceleram o crescimento bacteriano e reações de decomposição. A
exposição ao ar também é fator que determinará a deterioração mais rápida do
leite, portanto, os fatores II, III e V são razões relacionadas.
08.04) Alternativa E
A esponja de aço incendeia rapidamente, pois sua superfície de contato é maior que
em uma lâmina de aço.
08.05) Alternativa B
II – menor superfície de contato e temperatura mais baixa = mais lento
I – menor superfície de contato e temperatura mais alta = médio
III – maior superfície de contato e temperatura mais alta = mais rápido
08.06) Alternativa E
I. Correta.
O aumento da temperatura irá acelerar a reação.
II. Incorreta.
A diminuição da concentração irá diminuir a velocidade da reação.
III. Correta.
O aumento da superfície de contato do ferro irá aumentar a velocidade da reação.
08.07) Alternativa C
Uma reação que apresenta baixa energia de ativação deve acontecer muito rápido,
podendo ser considerada como instantânea.
08.08) Alternativa A
A melhor orientação para A colidir com C e B colidir com D é:
08.09) Alternativa E
A Regra de Van’t Hoff indica que quando ocorre o aumento em 10ºC no sistema, a
velocidade da reação duplica.
08.10) Alternativa D
O número de bolhas observado será proporcional à velocidade da reação, quanto
mais rápida for a reação, mais bolhas serão formadas.
II – menor superfície de contato e temperatura mais baixa = mais lento
I – menor superfície de contato e temperatura mais alta = médio
III – maior superfície de contato e temperatura mais alta = mais rápido
08.11) Alternativa A
A energia de ativação Z  X + Y é de 60 kcal.
08.12) Alternativa D
A reação é exotérmica porque libera calor para o sistema. O atrito gerado quando o
fósforo é riscado ultrapassa a energia de ativação e faz a reação acontecer.
08.13) Alternativa E
O catalisador tem como função diminuir a energia de ativação da reação, que passa
a ser b. A entalpia do processo (ΔH) não sofre influencia do catalisador.
08.14) Alternativa B
A reação I é mais rápida do que a reação II, o que indica que a concentração do
ácido na reação I é maior.
08.15) Alternativa C
A temperatura do experimento 2 é maior que a temperatura do experimento 1,
logo: V2 > V1
A superfície de contato do experimento 4 é maior que a do experimento 3, logo: V 4
>V3
08.16) Alternativa E
I. Correta.
A etapa lenta define a velocidade da reação.
V = k ⋅ [N2O2] ⋅ [O2]
II. Correta.
Os metais utilizados atuam como catalisadores, diminuindo a energia de ativação
da reação e aumentando sua velocidade.
III. Correta.
Os catalisadores estão em um estado físico diferente dos reagentes, portanto, é um
catálise heterogênea.
08.17) Alternativa D
O íon iodeto (I–) atua como catalisador na reação, pois participa da reação e não é
consumido. O íon hipoiodito (IO–) aparece como intermediário na reação, sendo
consumido na segunda etapa.
08.18) Alternativa C
A energia de ativação da reação direta é de +55 kJ.
08.19)
a)
V=
V=
ΔmH2O2
Δt
110  150
 40
=
= 20 g/min
42
2
b) O aumento da temperatura irá aumentar a velocidade da reação, pois a energia
cinética média ficará maior, causando maior número de colisões efetivas no
sistema.
08.20)
a) A etapa lenta define a velocidade da reação:
v = k . [H2O2] ⋅ [I–]
b)
H2O2 + I–  H2O + IO–
H2O2 + IO–  H2O + O2 + I–
2 H2O2  2 H2O + O2
c) O íon iodeto atua como catalisador da reação, pois aparece no início e no fim do
processo.
d) O aumento da temperatura eleva o grau de agitação do sistema, promovendo
maior número de colisões efetivas e aumentando a velocidade da reação.
QUI 4E aula 07
07.01) Alternativa A
A ordem de precipitação dos compostos iniciará primeiramente com o menos
solúvel e seguirá até o mais solúvel: carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto
de sódio, sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e brometo de sódio.
07.02) Alternativa B
Será indicada uma substância de caráter básico para deixar o solo adequado para o
plantio.
CaCO3  sal de caráter básico
07.03) Alternativa C
Devem ser usadas substâncias de caráter ácido, que possuem pH menor que 7.
Suco de limão (pH = 2) e vinagre (pH = 3).
07.04) Alternativa D
Quando o aluno falou perto da solução, liberou CO2, que é um óxido ácido.
Ocorre uma reação entre a base e óxido ácido, fazendo com que ocorra mudança
de cor na solução.
07.05) Alternativa B
A amônia (NH3) tem caráter básico e precisa de uma substância ácida para
neutralizá-la.
HCℓ = ácido clorídrico
07.06) Alternativa C
Cr3+
Cℓ–
Li+
CO32– 
Li2CO3
Ag
NO3

AgNO3

FeS

(NH4)3PO4
+
Fe2+
S2–
NH4
PO4
+

–
3–
CrCℓ3
07.07) Alternativa D
(II) hidróxi-sal – Mg(OH)Cℓ
(III) sal duplo – NaKSO4
(IV) hidrogeno-sal – NaHCO3
(I) sal hidratado – Na2B4O7 . 10 H2O
07.08) Alternativa E
H2S
+ 2 KOH

K2S + 2 H2O
K2S = sulfeto de potássio
07.09) Alternativa B
H2CO3 + 2 Ca(OH)2 
CaCO3 + 2 H2O
CaCO3 = carbonato de cálcio
07.10) Alternativa E
(5) fertilizantes – NH4NO3
(2) alvejante e bactericida - NaCℓO
(1) bateria de automóvel – H2SO4
(3) argamassa – Ca(OH)2
(4) água mineral gaseificada – H2CO3
07.11) Alternativa A
(3) NaNO3 – Ácido nítrico e hidróxido de sódio
HNO3
+ NaOH

NaNO3 +
H2O
(2) Fe(NO3)3 – Ácido nítrico e hidróxido férrico
3 HNO3 + Fe(OH)3

Fe(NO3)3 +
3 H2O
(5) Fe(NO2)3 – Ácido nitroso e hidróxido férrico
3 HNO2 + Fe(OH)3

Fe(NO2)3 +
3 H2O
(1) Fe(NO3)2 – Ácido nítrico e hidróxido ferroso
2 HNO3 + Fe(OH)2

Fe(NO3)2 +
2 H2O
(4) NaNO2 – Ácido nitroso e hidróxido de sódio
HNO2
+ NaOH

NaNO2 +
H2O
07.12) Alternativa A
XSO4 
X2+
+
SO42–
Y2(SO4)3

2 Y3+
+
X2+
+
PO43– 
X3(PO4)2
Y
+
NO3
Y(NO3)3
3+
–
07.13) Alternativa C

3 SO42–
Uma solução aquosa de cianeto de potássio possui H2O e o sal na forma dissociada:
KCN

K+
+
CN–
07.14) Alternativa C
Base = 2  NaOH ; Ca(OH)2
Ácido = 2  HCℓ ; HNO2
Sal = 4  NaCℓ ; NaNO2 ; CaCℓ2 ; Ca(NO2)2
07.15) Alternativa E
Aℓ2(SO4)3
 sulfato de alumínio
sal de caráter ácido (base fraca + ácido forte)
O enxofre possui NOX +6.
07.16) Alternativa A
H2SO4 + 2 NaOH

Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 + NaOH

NaHSO4 + H2O
07.17) Alternativa C
I. Na2S (NaOH – base forte + H2S – ácido fraco) = caráter básico
II. Ca(NO3)2 (Ca(OH)2 – base forte + HNO3 – ácido forte) = caráter neutro
III. NH4Cℓ (NH4OH – base fraca + HCℓ – ácido forte) = caráter ácido
IV. NaCℓ (NaOH – base forte + HCℓ – ácido forte) = caráter neutro
V. KNO3 (KOH – base forte + HNO3 – ácido forte) = caráter neutro
VI. KHCO3 (KOH – base forte + H2CO3 – ácido fraco) = caráter básico
07.18) Alternativa B
As características descritas da substância indicam que é um composto iônico,
formado pela ligação entre metal e não metal.
Brometo de sódio (NaBr)
07.19) Alternativa D
Considerado o NOX:
PO43– = –3
OH– = –1
+10 – 6 = x
x=4
07.20) Alternativa D
I. Sulfato cuproso = Cu2SO4
II. Fosfato de magnésio = Mg3(PO4)2
III. Sulfeto férrico = Fe2S3
IV. Carbonato de alumínio = Aℓ2(CO3)3
07.21) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
Os sais são considerados eletrólitos fortes.
02) Correta.
Os ácidos são compostos que fazem ligação covalente (moleculares), que na
presença de água, sofrem o processo de ionização.
04) Correta.
Os sais são compostos que fazem ligação iônica (iônicos), que na presença de
água, sofrem o processo de dissociação.
08) Correta.
Sais com cátions formados por metais alcalinos ou NH4+ são solúveis em água.
16) Correta.
Quando a amônia está em solução aquosa, acontece a seguinte reação:
NH3
+
H2O

NH4OH

NH4+ + OH–
32) Correta.
Os eletrólitos fortes são os que preferencialmente permanecem na forma de íons na
solução.
07.22) Alternativa D
HBr
+ Fe(OH)2

FeOHBr + H2O

K2HPO3 + 2H2O
07.23) Alternativa E
H3PO3 + 2 KOH
Esta reação é uma neutralização total porque o ácido fosforoso (H 3PO3) tem apenas
2 hidrogênios ionizáveis.
07.24) Alternativa E
2 ácido X reagem com 3 base Y
2 H3PO4 + 3 Mg(OH)2

Mg3(PO4)2
+ 6 H2O
07.25) 18 (02 – 16)
01) Incorreta.
K possui menor massa por quilo de água do mar.
1 mol Br

79,9 g
0,008 mol Br 
x
x = 0,639 g
1 mol K

39,9 g
0,01 mol Br

y
y = 0,399 g
02) Correta.
O sulfato de cálcio tem fórmula CaSO4.
A quantidade de cálcio presente é de 0,01 mol, sendo limitante na formação do
CaSO4, portanto, o máximo que pode ser formado é 0,01 mol.
04) Incorreta.
O cloreto de sódio tem fórmula NaCℓ.
A quantidade de sódio presente é de 0,460 mol, sendo limitante na formação do
NaCℓ, portanto, o máximo que pode ser formado é 0,460 mol.
08) Incorreta.
Existem vários sais presentes na água do mar, pois é possível encontrar vários íons
na sua composição.
16) Correta.
0,01 mol K
x

1000 g água do mar

100 g água do mar
x = 0,001 mol K
1 mol K

6 ⋅ 1023 átomos
0,001 mol K 
y
y = 6 ⋅ 1020 átomos
07.26)
Cátion
Ânion
Fórmula
Nome da espécie química
H
OH
H2O
Água
H+
SO42–
H2SO4
Ácido sulfúrico
Na+
Cℓ–
NaCℓ
Cloreto de sódio
+
–
Na+
PO43–
Na3PO4
Fosfato de sódio
Mg2+
OH–
Mg(OH)2
Hidróxido de magnésio
2+
SO42–
MgSO4
Sulfato de magnésio
Mg2+
PO43–
Mg3(PO4)2
Fosfato de magnésio
NH4+
Cℓ–
NH4Cℓ
Cloreto de amônio
3+
SO42–
Aℓ2(SO4)3
Sulfato de alumínio
Pb2+
NO3–
Pb(NO3)2
Nitrato de chumbo II
Pb2+
CH3COO–
Pb(CH3COO)2
Acetato de chumbo II
Mg
Aℓ
07.27)
a) HCℓ  H+ + Cℓ–
NaOH  Na+ + (OH)–
H+ + (OH)–  H2O
Na+ e Cℓ–
b) HBr  H+ + Br–
KOH  K+ + (OH)–
H+ + (OH)–  H2O
K+ e Br–
c) 2 HNO3  2 H+ + 2 (NO3)–
Ca(OH)2  Ca2+ + 2 (OH)–
2 H+ + 2 (OH)–  2 H2O
Ca2+ e (NO3)–
d) H2SO4  2 H+ + (SO4)2–
2 NaOH  2 Na+ + 2 (OH)–
2 H+ + 2 (OH)–  2 H2O
Na+ e (SO4)2–
QUI 4E aula 08
08.01) Alternativa C
O processo de calagem é iniciado com a cal virgem reagindo com a água:
II. CaO + H2O
 Ca(OH)2
Então ocorre a neutralização da acidez do solo pela base formada:
III. Ca(OH)2 + 2 H+  Ca2+ + 2 H2O
08.02) Alternativa C
Avaliando as porcentagens de distribuição do gás natural, é possível perceber que
está melhor dividido geograficamente quando comparado com o petróleo.
A utilização dessa fonte de energia libera menor quantidade de CO 2, o principal
responsável pelo efeito estufa.
08.03) Alternativa A
I. Correta.
A concentração de NO diminui devido á conversão em NO2.
2 NO + O2

2 NO2
II. Correta.
Os picos na concentração de CO coincidem com os horários de pico no trânsito.
III. Incorreta.
Os veículos emitem óxidos de nitrogênio em qualquer horário.
IV. Incorreta.
O ozônio na forma de poluente é formado por reações entre dióxido de nitrogênio e
outros poluentes.
08.04) Alternativa D
0,1 mol H2O2 
x
1000 mL

20 mL
x = 2 ⋅ 10–3 mol H2O2
5 mol H2O2

2 mol KMnO4
2 ⋅ 10

y
–3
mol H2O2
y = 8 ⋅ 10–4 mol KMnO4
08.05) Alternativa C
I) SO2 – óxido ácido
II) SiO2 – óxido ácido
III) CaO – óxido básico
08.06) Alternativa A
(4) H2O – óxido mais abundante da Terra
(5) SiO2 – óxido mais abundante na crosta terrestre
(1) CO2 – gelo seco
(2) Fe3O4 – pedra imã natural
(3) CaO – usado pelos pedreiros
08.07) Alternativa B
O recolhimento do CO2 em um frasco contendo uma solução aquosa de Ca(OH) 2 faz
com que aconteça uma reação que forma um precipitado (CaCO3) no fundo.
CO2(g) + Ca(OH)2(aq)  CaCO3(s) + H2O(ℓ)
08.08) Alternativa B
Óxido ácido – N2O5
Óxido básico – BaO
Óxido neutro – NO
Óxido duplo – Pb3O4
08.09) Alternativa C
Como o alumínio tem nox +3 e o oxigênio nox –2, a fórmula do óxido é Aℓ2O3.
O óxido de silício (sílica) possui fórmula SiO2.
08.10) Alternativa C
Os óxidos CO, NO e N2O apresentam caráter neutro.
08.11) Alternativa D
O gás SO3 é incolor e classificado como óxido ácido (não metal + oxigênio). Quando
entra em contato com água, reage formando o ácido sulfúrico:
SO3 + H2O  H2SO4
08.12) Alternativa A
O SO2 é um óxido molecular, pois faz ligação covalente (não metal + oxigênio) e
apresenta caráter ácido, pois na presença de água, forma H2SO3.
SO2 + H2O  H2SO3
08.13) Alternativa D
2 Mg + O2  A
2 Mg + O2  2 MgO
MgO + H2O  B
MgO + H2O  Mg(OH)2
08.14) Alternativa B
Os peróxidos metálicos e hidretos metálicos apresentam caráter básico, pois na
presença de água, formam bases.
08.15) Alternativa D
X pertence ao grupo 1
4 X + O2  2 X2O ( Y = óxido)
X2O + H2O  2 XOH (Z = hidróxido)
XOH + HA  H2O + XA (W = sal)
08.16) Alternativa C
K2O2 + H2O  2 KOH + H2O2
08.17) 94 (02 – 04 – 08 – 16 – 64)
01) Incorreta.
Nos peróxidos, o número de oxidação do oxigênio é –1.
02) Correta.
Os óxidos de metais alcalinos (grupo 1) são básicos.
04) Correta.
08) Correta.
Os metais alcalinos terrosos possuem Nox +2, logo, formam bases de fórmula
M(OH)2.
16) Correta.
KCℓO3 – clorato de potássio
KCℓO2 – clorito de potássio
32) Incorreta.
CO2 é um óxido ácido e Fe3O4 é um óxido básico.
64) Correta.
Na2O2 e H2O2 são peróxidos, pois o nox do oxigênio é –1.
08.18) Alternativa E
A turvação da solução é explicada pela reação do CO 2 com o Ca(OH)2, que forma
um sólido branco (CaCO3).
CO2(g) + Ca(OH)2(aq)  CaCO3(s) + H2O(ℓ)
08.19) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
CO2 – óxido ácido
H2S – ácido
CH4 – hidrocarboneto
02) Correta.
Anidrido sulfúrico
H2SO4 – H2O = SO3
Anidrido sulfuroso
H2SO3 – H2O = SO2
04) Correta.
Na2O + H2O  2 NaOH  2 Na+ + 2 OH–
08) Correta.
P2O5 – óxido ácido
CaO – óxido básico
CO2 – óxido ácido
16) Correta.
N2O5 + H2O  2 HNO3 (ácido forte)
CO2 + H2O  H2CO3 (ácido fraco)
32) Correta.
Cal é composto por CaO, um óxido de caráter básico, que neutraliza a acidez do
solo.
08.20) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32)
01) Correta.
Nos óxidos, o nox do oxigênio vale –2.
02) Correta.
MgO + H2SO4  MgSO4 + H2O
KOH + HCℓ  KCℓ + H2O
04) Correta.
Os óxidos formados por metais alcalinos e metais alcalinos terrosos são básicos e
iônicos (metal + oxigênio), logo, são todos sólidos na temperatura ambiente.
08) Correta.
Os óxidos CO2, SO2 e SO3 são ácidos e moleculares (não metal + oxigênio).
16) Correta.
O K2O apresenta o maior caráter iônico porque existe maior diferença de
eletronegatividade entre potássio e oxigênio.
32) Correta.
Como forma um cloreto de fórmula MCℓ3, o cátion M possui nox +3.
M+3
SO42– = M2(SO4)3
08.21) Alternativa A
I. CaO + H2O  Ca(OH)2
II. SO3 + H2O  H2SO4
III. CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O
IV. K2O + CO2  K2CO3
V. MgO + H2SO4  MgSO4
Os produtos das reações III, IV e V são sais.
08.22) 53 (01 – 04 – 16 – 32)
01) Correta.
Tem como d o subnível mais energético
24Cr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
02) Incorreta.
O íon
13Aℓ
3+
possui 13 prótons e 10 elétrons.
04) Correta.
Quando o cromo perde três elétrons, fica na forma Cr3+.
08) Incorreta.
16) Correta.
Como o alumínio é metal, tem capacidade de perder elétrons com mais facilidade
que o oxigênio, que é um não metal.
32) Correta.
O óxido de alumínio é anfótero, pois tem caráter duplo ácido/base.
08.23) 33 (01 – 32)
01) Correta.
Ácido sulfúrico = H2SO4
Hidróxido de amônio = NH4OH
Nitrato de sódio = NaNO3
Óxido de zinco = ZnO
02) Incorreta.
Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido forte
Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca
Nitrato de sódio = NaNO3  sal solúvel
Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero
04) Incorreta.
Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido diprotônico (dois hidrogênios ionizáveis)
Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca
Nitrato de sódio = NaNO3  sal de alta solubilidade
Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero
08) Incorreta.
Ácido sulfúrico = H2SO4  solúvel
Hidróxido de amônio = NH4OH  solúvel
Nitrato de sódio = NaNO3  solúvel
Óxido de zinco = ZnO  insolúvel
16) Incorreta.
Ácido sulfúrico = H2SO4  eletrólito forte
Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca
Nitrato de sódio = NaNO3  sal neutro
Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero
32) Correta.
Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido forte
Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca
Nitrato de sódio = NaNO3  sal solúvel
Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero
08.24) Alternativa D
A proporção do gráfico indica a fórmula X2O7.
X2O7 + H2O  H2X2O8 = 2 HXO4
08.25)
a) Na2O+ H2O  2 NaOH
b) K2O + H2O  2 KOH
c) BaO + H2O  Ba(OH)2
d) CO2 + H2O  H2CO3
e) SO2 + H2O  H2SO3
f) SO3 + H2O  H2SO4
g) N2O5 + H2O  2 HNO3
h) Na2O + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H2O
i) BaO + H2SO4  BaSO4 + H2O
j) CO2 + H2O  H2CO3
H2CO3 + Ca(OH)2  2 H2O + CaCO3
CO2 + Ca(OH)2  H2O + CaCO3
k) SO2 + H2O  H2SO3
H2SO3 + Ba(OH)2  2 H2O + BaSO3
SO2 + Ba(OH)2  H2O + BaSO3
l) SO3 + H2O  H2SO4
H2SO4 + 2 NaOH  2 H2O + Na2SO4
SO3 + 2 NaOH  H2O + Na2SO4
08.26)
a) Porque sofre uma reação de decomposição: H2O2(aq)  H2O(ℓ) + ½ O2(g)
b) Em uma geladeira, pois a baixa temperatura diminui a velocidade da reação de
decomposição do peróxido de hidrogênio.
08.27)
a) É possuir caráter duplo, atuando como ácido ou base.
b) CaO + H2O  Ca(OH)2
CaO + 2 H+  Ca2+ + H2O