Aula 2222.01. c

No CO2(s) (apolar) o tipo de interação existente é de dipolos in-duzidos.

22.02. cH – F

H – F H – F

ligação covalente polar

ligação de hidrogênio

22.03. bCom interações intermoleculares mais fracas a evaporação ocorre mais rapidamente.No éter temos: dipolo-dipolo.No álcool temos: ligação de hidrogênio.

22.04. dI. Ligação de hidrogênio.II. Dipolo-dipolo.III. Van der Waals.

22.05. cDipolo instantâneo – induzido – C6H6; CH4; C6H14.Dipolo-dipolo – HBr.Ligações de hidrogênio – NH3.

22.06. b“Ligações rompidas”H O H O g2 2( ) ( )n → – Ligação de hidrogênio.CO COs g2 2( ) ( )→ – Ligação de dipolos induzidos.O N NO NO2 2 22− → – Ligação covalente.

(N2O4)NaC NaCsn n N( ) ( )→ – Ligação iônica.

22.07. 12 (04, 08)01) FALSA. É uma transformação química.02) FALSA. São ligações de hidrogênio.04) VERDADEIRA.08) VERDADEIRA.

NH HH

22.08. aI. Na+ Cℓ– Ligação iônicaII. O

H HLigação de hidrogênio

OH H

Ligação covalente

III.

(Íon-dipolo)

Na+

O

H

H

Cℓ– H O

H

OH H O

H

H

Ligação covalente

Ligação de hidrogênio

22.09. cI. É um éster (derivado de ácido carboxílico).

II. É um álcool cíclico saturado.III. É um hidrocarboneto com carbonos sp2 e sp3.

22.10. b NH2OH – apresenta ligações de hidrogênio.

22.11. e N2 g( ) → N2( ) Forças de London.

22.12. e N N Ligações covalentes apolares

22.13. 10 (02, 08)

01) Falsa, O

H H

Angular

02) VERDADEIRA. (Na+) (O – H)– 04) FALSA. Na+ H– (iônica)08) VERDADEIRA. (Na)+

2 O2– (iônica) 16) FALSA. NaOH, (iônica)

22.14. 10 (02, 08)01) FALSA. CO2 – composto molecular.02) VERDADEIRA. O = C = O.04) FALSA. Forças de London.08) VERDADEIRA. 16) FALSA. Geometria Linear.

22.15. dLigação típica das substâncias com moléculas apolares.

22.16. aVide estruturas.

22.17. 30 (02, 04, 08, 16)01) FALSA.02) VERDADEIRA. Todos os carbonos na estrutura são saturados.04) VERDADEIRA.08) VERDADEIRA. Vide estrutura. 16) VERDADEIRA. Possui grupos OH polares.

22.18. c O composto é: H3C – O – CH3

22.19. I. Ligações de hidrogênio (ligações intermoleculares).II. Ligações covalentes (ligações intramoleculares).

22.20. I. Ponte dissulfeto (Ligação covalente entre os átomos de enxofre) (– S – S – )

II. Ligação de hidrogênio (Ligação intermolecular que ocorre entre o hidrogênio e um átomo de outro elemento muito eletronegativo e de pequeno raio, que pode ser F ou O ou N.)

III. Ligação iônica (Atração eletrostática entre o cátion (íon +) e o ânion (íon –).

1Extensivo Terceirão – Química 8A

Resoluções 8AQuímica

Aula 2323.01. d

Dentre as substâncias indicadas nas alternativas as apolares são:• os hidrocarbonetos (alternativa d) e o tetracloreto de carbono (CCℓ4).

23.02. aA graxa lubrificante contém hidrocarbonetos (apolares) assim como a gasolina.

23.03. aNaftaleno e n-hexano são apolares.

23.04. bII e III são os mais polares, logo mais solúveis em H2O.

23.05. dPentan-1-ol apresenta maior cadeia hidrocarbônica apolar.

23.06. bI I2 → − I molécula apolar.

23.07. eC, B5 e B3 – são “mais polares”

23.08. bI. ácido carboxílico → é o mais solúvel.

III. éter dietílico → é o menos solúvel.23.09. a

“A” e “B” possuem em comum a função éter e carbonos sp3 e sp2.“B” é menos solúvel em H2O.

23.10. bSão solúveis em CCn 4 as substâncias de menor polaridade.

23.11. eÉ adequado adicionar:a sucos de frutas: I e IV.a margarinas: II e III.

23.12. aA parte A é hidrofóbica (apolar)A parte B é hidrofílica (polar)

23.13. aMenor solubilidade em H2O → naftaleno (hidrocarboneto)Maior solubilidade em H2O → glicose (poliol/aldeído)

23.14. dComposto molecular polar, com carbono sp3 e ligação O – H mais polarizada do que C – H.NOX do carbono = –2

23.15. dA vitamina C é mais solúvel em H2O, devido à presença dos grupos (OH). Enquanto isso a vitamina A é lipossolúvel devido à maior cadeia hidrocarbônica apolar.

23.16. cAs substâncias indicadas são insolúveis em H2O.

23.17. cA água é polar e o petróleo apolar é menos denso.

23.18. da) Falsa, apresentam ligações covalentes.

b) Falsa, C

Cℓ CℓF

Cℓ

(Tetraédrica)

c) Falsa, CCℓ4 é apolar.e) Falsa, H – F é polar.

23.19.

39 cm3 (Gasolina)

61 cm3 (água + álcool)

23.20. São imiscíveis porque a água é polar e o C6H12 (ciclo-hexano) é apolar.

Aula 2424.01. d

São ésteres (todos), onde IV é o mais volátil.24.02. c

4 – ácido benzoico (maior PE).1 – tolueno (HC – menor PE)3 – fenol PE > 2 – aldeído apresentaligações de hidrogênio

24.03. a

I IVIIIIIMaior PE Menor PE

ligação de hidrogênio dipolo-dipolo dispersão de London

R – COOH R – OH HCO

HR – C

24.04. bA condensação é um processo exotérmico.

24.05. eAcetona – interações dipolo-dipolo.Água e etanol – interações do tipo ligações de hidrogênio, de magnitude maior na água.

24.06. dQuerosene – derivado do petróleo com maior PE.

24.07. e

menorcadeia

(D)mais

ramificado

(A)cadeia

ramificada

(E)

PE PE PE PE<<<<

cadeianormal

(B)"maior cadeia"

(maior PE) normal

(C)

24.08. b a) NH2

c) NH

b) H3C CH3

N

CH3não possui ligação

de hidrogênio

d) NH2

24.09. aI. VERDADEIRA.

OH

apresenta ligações de hidrogênio.II. VERDADEIRA. Éter cíclico e acetona.

III. VERDADEIRA. O

HIV. VERDADEIRA.

2 Extensivo Terceirão – Química 8A

24.10. dAs interações moleculares são: Pentano Van der Waals

Butanona

O

dipolo-dipolo

Butan-1-ol OH ligações de hidrogênio

Ácido propanoico O

OH ligações de hidrogênio (mais efe-

tivas)24.11. 06 (02, 04)

01) FALSA. São líquidas (25°C) as substâncias: H2O e H2SO4.02) VERDADEIRA. H2SO4 PE = 338°C.04) VERDADEIRA. Cℓ2 e O2 PF –101ºC e –218ºC, respectivamente.08) FALSA. Tende a diminuir.

24.12. aH3CF – dipolo-dipolo.H C NH

H C OH3 2

3

−−

ligações de hidrogênio (mais efetivas no metanol).

24.13. bA vitamina C ⇒ • é mais solúvel em H2O (mais facilmente elimina-

da pela urina)• possui maiores valores de P.F. e P.E.

24.14. dA água ferve a 100°C sem romper ligações covalentes.

24.15. dAs forças intermoleculares de dipolo instantâneo – dipolo indu-zido aumentam de intensidade com o aumento do tamanho da molécula. Como o raio atômico dos halogênios cresce na ordem F < Cℓ < Br, temos que CBr4 possui a maior temperatura de ebulição.

24.16. bI. NaF (iônico) – PF = 993°C.II. H3C – OH (L. de hidrogênio) – PF = – 98°C.

III. H3C – O – CH3 (dipolo-dipolo) – PF = –116°C.IV. H3C – CH2 – CH3 (Van der Waals) – PF = –188°C.

24.17. eObserve o esquema com os pontos de ebulição ou fusão.

Mistura

PE

PE

PE

PE

3

2

4

80 6

110 6

137 138

139 3

144

137 138

139 3

=

=

−

−

,

,

,

,

PE

=

1445

6 PPF

PF

= −

=

48

137

1

24.18. dO P.E. dos alcanos aumenta com o aumento da massa molar.

24.19.a) O álcool etílico é mais polar do que o éter metílico e possui suas

moléculas atraídas por ligações de hidrogênio mais fortes do que as forças de dipolo-dipolo existentes no éter.

b) H3C – CH2 – OH H3C – O – CH3

álcool etílico éter metílicoc) O sódio metálico reage com o álcool deslocando o hidrogênio

do grupo OH (reação comum em hidroxilados). O éter não pos-sui OH e não reage com Na (metálico).

24.20. a) A vitamina C, por realizar um maior número de ligações de hi-

drogênio com a água.b) Por realizar um maior número de ligações de hidrogênio, o que

justifica um maior ponto de fusão.

3Extensivo Terceirão – Química 8A

22.01. b

C Br C BrN N2 22 2+ → +*

−− −−

–2 –2=

22.02. c

H O H O O2 2 2 212

→ +

Oxidação

–1 –2 0Redução

Reação de auto-oxirreduçãoou

Desproporcionamento

22.03. d

Mn O H SO H O MnSO H O O+4 42 2 4 2 2 4 2 22−− + + → + +

Atua como Agente Redutor

+4 –2 +2

Redução

22.04. eO H2O2 pode atuar como agente oxidante ou como agente redutor, dependendo da reação.

22.05. d

3 6 5 1 32 3 2C OH C C O H ON N N+ → + +*

* ( ) ( )−− −− −−

–6 –6=

22.06. e

10 Fe +2 MnO + 16 H 10 Fe +2 Mn + 8 H O4*

22+ 2+ 2+−− ++ →

+34 +34=

22.07. d

2 1 2 1 4 42 2 2C C H O CO H CN N+ + → + ++* *

−−

zero=

zero

–2+1

Redução Δ = 1

zero +4 –2 +1 –1

Oxidação Δ = 4

zero

1 4 1 4 2*

C x =

2 1 2 2 12

*C xN =

=4

2

2

1

Δ x no. de átomos

22.08. 90 (02, 08, 16, 64)

*2 mol/L

Atua como agente redutor!

2 5 3 1 2 8 54 2 2 2 4 2 4 4 2 2

* *KMnO H O H SO K SO Mn SO H O O+ + → + + +

+7 –1 +2 zero

Oxidação Δ = 1

Redução Δ = 5

5 mol

V L LCNTP( ) ( , ) ,= =5 22 4 112 0

Δ no. de átomos

5 1 2 22 2

*H O x =

2 5 1 54

*KMnO x =

5 2 10*⋅ = −e perdidos

2 5 10*⋅ = −e recebidos

Houve transferência de 10 e –

22.09. a

2 1 2 10 0Ag Fe Ag Fe Fe++ ++ +++ → +*

2 2

+2 +2=

cátion ferroso

22.10. b

=

Zn Ag Zn Ag Ags aq aq s s( ) ( ) ( )*

( ) ( )0 0 02 2+ → +++ ++2

+2 +2

prata metálica

22.11. b

H – C – C – O – H

H H

H H

C2H5OH

Etanol ou álcool etílico

C2H4O

Etanal ou aldeído acético

H – C – C

H

H

O

H

+1

Redução Δ = 3

+6

–2

+3

Resposta x = 7+ + −

+ + → + + +2 12 14

2 2 7 2 4 2 5 2 4 2 4 2 4 3 21 4 3 3K Cr O H SO C H OH C H O K SO Cr SO Hx( ) OO ( )N(ag) (ag) (v) (g) (aq) (ag)

22.12. b

zero

O I H O I H O3 2 2 22 2+ + → + +−− ++

–1 +1

=

Oxidação

+1 –2

zerozero

Igualdade nas cargas

Redução

zero zero

Corretas: I e III

Aula 22

Resoluções

1Extensivo Terceirão – Química 8B

8BQuímica

22.13. d

Δ x no. de “átomos”

2 3 22 2

* * ? *( )Cr H O x OH3

2++ −−

−−+ + →

+6 8

4 2 (CrO ) + H O−

+3

Oxidação Δ = 3

Redução Δ = 1

–1 +6 –2 –2

– 4 – 4

2 3 1 4( ) ( )+ + − = −x

x = 10

2 3 1 33*

Cr x+ =

3 1 2 22 2

*H O x =

2 3 10 2 832 2 4 2

* * ( ) ( )Cr H O OH CrO H O+ + + → +−− −−2

2 + 3 + 10 + 2 + 8

Soma = 25

22.14. c

(OH)NaOH

NaOH Na OH

mol mol mol

=→ +

−

+ −1 1 1

1 1 1

( )

NaC C

NaC Na C

mol mol molN N

N N

=→ +

−

+ −1 1 1

1 1 1

+5–1

6 3 5 1 32 3 2( ) ( )( ) ( )

*

( )

*

( ) ( )OH C C C O H Oaq g aq aq−− −− −−+ → + +N N N N

Redução Δ = 1

Oxidação Δ = 5

zero

– 6 – 6=

Reação de auto-oxirredução ou (desproporcionamento)

1 5 1 53

*C O xN − =

5 1 1 1*

C xN − =

6 5

6 5

OH C

mol mol

−− −−N

( )

/ /OH

mol L mol L−− = ←3 3 2 5, /mol L

÷2 ÷2

( )

/OH NaOHm mol L−− = = 3

Igualdade de cargas

22.15. bReação de auto-oxirredução (desproporcionamento) equaciona-da abaixo:

3 6 5 1 32 3 2C OH C C O H ON N N+ → + +( ) ( )* *

−− −− −−

–1zero

oxidação Δ = 5

+5

redução Δ = 1

Δ x no. de “átomos”

5 1 1 1*

CN − ⋅ =

1 5 1 53

*C ON − ⋅ =

– 6 – 6

22.16. b

+6

oxidação Δ = 2

1 14 3 3 7 22 7 2

*

( ) ( )

*

( ) ( ) ( )( )Cr O H Sn Sn H O Caq aq aq aq2 2 4−− ++ ++ +++ + → + +N rr 3++

+2 +4 +3

+18 +18Igualdade das cargas=

redução Δ = 3

3 2 1 2 1*

Sn x2++ =

1 3 2 6 32 7

*( )Cr O x2−− =

26

13

=

Como o H+ está sendo consumido, o pH aumenta e o pOH diminui!22.17. d

Efetuando o balanceamento:

2 5 6 2 8 54 2 2 2 22

* *( )MnO H O H Mn H O O− + ++ + → + +

+7

Oxidação Δ = 1

Redução Δ = 5

–1 +2 zero

Reagentes Produtos

( )4

˘˘˘˘˘˘˘(sofreu redução)

MnO

5 1 2 22 2

*H O x =

2 5 1 54

*( )MnO x− =

A soma das cargas dos íons do lado dos reagentes deve ser igual à dos produtos.

2 (–1’) + 6 (+1) = 2 (+2)

A soma dos coeficientes dos produtos será: 2 + 8 + 5 =

Δ * no. de átomos

=+ 4 + 4

15

2 Extensivo Terceirão – Química 8B

22.18. eUreia (carbamida)

CO(NH2)2

Ânion nitrito

( )N O+ −3

2

4−−

+3 –2

Dióxido de carbonoO = C = O

+4

+3Oxidação Δ = 3

2 2 1 2 1 32 2 2 2 2 2* *

( ) ( )NO H CO NH N CO H O−− +++ + → + +

+4 –3 0 +4

Redução Δ = 3

Δ no. de átomos

2 3 1 3 12* *

( )NO x−− =

1 3 2 6 22 2* *

( )CO NH x =

36

12

= *

*

A soma de todos os coeficientes será:

2 2 1 2 1 3 11+ + + + + =

–3

H

H N

H

O = CN

H

+4

–3

22.19. Resposta 4Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

3 mol 2 mol 3 (32 g) 2 (160 g) ⇓ ⇓ 96 g 320 g

m = ? mg 32 mg

m = 9,6 mg

m = 9,6 . 10–3 g * V = 1 L C = 9,6 . 10–3 g/L*

22.20. Reação de ustulação da pirita (equacionada abaixo)

4* F+2

eS–2

2 + 11* O2 → 2 Fe2 O3 + 8 SO2 FeS2

Δ . no. de átomos4* FeS2 5 x 2 = 10 11 é perdidos 1 x 1 = 1

11* O2 2 . 2 = 4 é ganhos

Δ

Pirita ou Dissulfeto

ferroso

–1+2 zero +3 –2 +4 –2

Oxidação Δ = 5Oxidação Δ = 1

Redução Δ = 2

Dissulfeto de Fe - II (pirita)ou

Dissulfeto ferroso

S SFe2+ 2–

* 44 e– tranferidos!

23.01. d

+1Redução

Ag e Ag++ −−+ → 0

0

23.02. b

Oxidação0

Zn Zn e0 2→ +2++ −−

+2

23.03. cNuma reação de oxirredução corretamente equacionada e balan-ceada, o número de elétrons perdidos na oxidação deve ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.

23.04. d

+1

2 20 0Ag Zn Ag Zn++ +++ → + 2

0 0 +2Redução

Oxidação

0Agente oxidante : Ag Agente redutor :

redução

Zn

(sofre ) (so oxidafre o)çã

;+

23.05. cAg+ é o melhor agente oxidante (sofre redução), pois apresenta o maior E 0

Red .Mg0 é o melhor agente redutor (sofre oxidação) por apresentar o maior E 0

oxid .23.06. e

E dRe0 → Potencial-padrão de redução

Melhor oxidanteAg

→+( )

É o “melhor” para sofrer Redução

→Apresenta maior

potencial de Redução

23.07. dSais de alumínio apresentam o cátion Aℓ3+.Para que o Aℓ3+ sofra redução, ele deve apresentar um E Red

0 maior que o da outra espécie química.

–2,37 zero

E0Red (V)

–1,66

Mg Mg2++ 0

oxidaçãoA AN N3++ 0

redução

0+3

2 3 2 30 0A Mg A Mgaq s s aqN N( )

*

( ) ( ) ( )3 2++ +++ → +

0 +2

OxidaçãoRedução

Equação que retrata uma rea-ção espontânea de oxirredução

maiormenor

Aumenta

Aula 23

3Extensivo Terceirão – Química 8B

23.08. 88 (08, 16, 64)

maiormenor

Oxidação

–2,87 –0,76 –0,23 zero

Ca Ca2++ 0Zn Zn2++ 0

Ni Ni2++ 0

Redução

E0Red (V)

Aumenta

Quem sofre oxidação (Ca0)

perde elétron(s)

Quem sofre redução

recebe elétron(s)

23.09. c

zero +0,76+0,15

Oxidação

Redução

Maiormenor

Sn Sn4 2++ ++

Fe Fe3 2++ ++

E0Red (V)

Aumenta

2 Fe 2 e −+3+

Oxidaç

Redução

ão

2 Fe

Sn Sn 2 e −

→

→ +

2

2 4

+

+ +⊕

2 2Fe Sn Fe Sn3 2 2 4++ ++ ++ +++ → +

+2+3

OxidaçãoRedução

+2 +4

Equação que retrata uma rea-ção espontânea de oxirredução!

23.10. cEquação da reação de formação do íon iodeto (I–) ou redução do iodo (I2).

0

Redução2I 2 e 2 I+ →− −

–1

Redução

A vitamina C reduz o iodo a iodeto! 23.11. c

+1

Ag Cu Ag CuCom luz++ ++ +++ → +0 2

+1 0 +2Redução

Oxidação

Agente oxidante (sofre redução) Ag++

23.12. e

–0,76 –0,44 zeroE0

Red (V)

Aumenta

+0,34 +1,36

Zn Zn2++ 0 Fe Fe2++ 0 Cu Cu2++ 0 C CN N2 2 −−

menor

Fe Zn Fe Zn0 0+ → +2 2++ ++

Reação não espontânea!

O cátion Zn2+, por apresentar E dRe0 menor, não conseguirá espon-

taneamente sofrer redução na presença de ferro metálico.23.13. e

X0 = ? → Zn ou Fe0 0

Ni2+ → Melhor agente oxidante

Fe3+

(Deverá sofrer redução!)Fe aq( )2+

Fe aq( )3+

Deverá sofrer oxidação!

–0,76 –0,44 zeroE0

Red (V)

Aumenta

+0,76 +0,80Menor Maior

Fe Fe2++ 0

oxidaçãoFe Fe3 2++ ++

reduçãoAg Ag++ 0

oxidação

Zn Zn2++ 0

Não poderemos adicionar o Zn0, pois haveria formação do cátion Zn2+, que, de acordo com o enunciado, não seria desejado. A res-posta nos leva para a adição de Fe s( )

0 ; observe que tanto na oxi-

dação do Fe0 quanto a redução do Fe3+, haverá formação do Fe2+.

23.14. 54 (02, 04, 16, 32)02) Mg Zn Mg Zn0 2 0+ → +2++

Redução

04) Redução

Pb Ag Pb Ag0 02 2+ → +++ ++2

16) Redução

Zn Ag Zn Ag0 02 2+ → +++ ++2

32) Mg Pb Mg Pb0 0+ → +2 2++ ++

Redução

Quem tiver E dRe0 maior deverá sofrer redução!

23.15. e I. qP pQ não ocorre!+ →q+

II. rP pR não ocorre!+ →r+

III. rS sR sR rS+ → +r s++ ++

ReduçãoOxidação

Conclusão: E E

R S

d dRe Re0 0

r s++ ++

IV. Redução

Oxidação

sQ gS gS sQ+ → +s q+ +

Conclusão: E E

S Q

d dRe Re0 0

s q+ +

Na equação II: rP pR não ocorre!+ →r+

Conclusão: se o Rr+ não conseguiu sofrer redução na presença do P,

devemos concluir que o

E EdPP d

QqRe Re+ + →0 0

Q S R P

Poder oxidante aumenta

q s r P++ ++ ++ ++< < < →23.16. c

Para explicar os fatos apresentados no enunciado, a equação quí-mica mais adequada é:

Cu c Fe aq Cu aq Fe aq( ) ( ) ( ) ( )+ → +2 23 2 2++ ++ ++

Nota-se que:• Não há desprendimento de gás.• A chapinha de cobre se desgasta, porém mantém sua cor, porque

não há deposição de Fe(c) ~ (Ferro metálico). • A concentração de Fe3+ diminui, e as quantidades de íons Cu2+ e

íons Fe2+ aumentam. Isto explica a mudança de cor da solução.Observação: coloração dos cátions em solução aquosa:

Fe aq cas o3++ ( ) ( tanh )→

Cu aq azul2++ ( ) ( )→

Fe (aq) (verde pálido)→2+

Poder oxidante⇓

Capacidade de sofrer redução

⇓Maior E dRe

0 !

4 Extensivo Terceirão – Química 8B

23.17. d

2 2 2 25 52 4 2 2CH O SO H CO HS H O G kJ mol+ + → + + ∆ = − ⋅( ) ( ) ,2 1−− ++ −− −−

0

oxidação

–1 –1

Soma das cargas

=

+6 +4 –2

redução

1) VERDADEIRA. Agente oxidante → ( )SO 42−− sofre redução.

2) FALSA. Agente redutor → CH O2 sofre oxidação.3) FALSA. ( )HS −− O NOx do enxofre é –2.4) VERDADEIRA. Lei de Gibbs.

G

ou Reação

G

espo

0

ntânea

∆ − ∆ <

5) VERDADEIRA.• Numa equação de oxirredução balanceada, o número de elé-

trons perdidos na oxidação deve ser igual ao número de elé-trons recebidos na redução.

• Equação iônica balanceada: a soma das cargas do lado dos rea-gentes (1o. membro) deve ser igual à dos produtos (2o. membro).

23.18. c

–0,76 +0,34zero

oxidação

redução

Maiormenor

E0Red (V)

AumentaZn Zn2++ 0

Cu Cu2++ 0

Zn Cu Zn Cu0 0+ → +2 2++ ++

OxidaçãoRedução

Reação espontânea de oxirredução equacionada na alternativa c.

23.19. menor maior zero +0,53 +1,36

E0red (V)

aumentareduçãoI2/2I–

oxidação Cℓ2/2Cℓ–

Reação espontânea ΔEo > zero

ΔE0 = E0 – E0

ΔE0 = (+1,36) – (+0,53)

ΔE0 = +0,83 V

Redmaior

Redmenor

Cℓ2 + 2e– Redução

2 Cℓ–

2I– Oxidação

I2 + 2e–

Cℓ2 (g) + 2I–(aq) 2Cℓ–(aq) + I2 (s) (Reação espontânea)

23.20.

maior

Mg2+/Mg0 Pb2+/Pb0 Cu2+/Cu0

E0Red

(V)

aumenta

Magnésio < Chumbo < Cobre

menor

+

24.01. a) Reações de oxirredução espontâneasb) Reduçãoc) Oxidaçãod) O ânodo é o polo – enquanto o cátodo é o polo + e) Reduçãof ) Oxidação

24.02. bNa semipilha de zinco ocorre o processo de oxidação.

24.03. e

Pilha

OxidaçãoÂnodopolo –

Pb Pb Cd Cd0 0/ / / /2 2++ ++

ReduçãoCátodopolo +

24.04. dCélulas galvânicas (Pilhas)

E polodmaiorRe0 → +

CátodoRedução

E polodmenorRe0 → −

ÂnodoOxidação

Os elétrons numa pilha “circulam” do polo – para o polo + .24.05. c

Função da ponte salina → Manter o equilíbrio iônico das soluções.

24.06. cSemirreação de: I Oxidação.II Redução.

PbO Pb2 �⇀�↽��2++

+4 –2

redução Δ = 2

+2

(Cátodo)

+4 –4

Pb Pb es( ) → +2++ −−2

0

oxidação

+2

(Ânodo)

Pb(s)

Chumbo Metálico

24.07. ePilha

Mg Mg Fe Fe0 0/ / / /2 2++ ++

OxidaçãoÂnodopolo –

oxidação

ReduçãoCátodopolo +

Mg Mg es aq( ) ( )0 2 → +2++ −−

A solução de Mg2+ irá se concentrar.

Aula 24

5Extensivo Terceirão – Química 8B

24.08. c

Pilha

(Cela galvânica)Mg Mg Fe Fes aq aq s( ) ( ) ( ) ( )/ / / /2 2++ ++

Oxidação Ânodo

elétrons

ponte salina

Redução Cátodo

24.09. eCélula a combustível

(Fuel Cell)

→H – C – C – O – H + 12

O2

H H

H H

H

H O

H H – C – C + H2O ∆ ⊕E 0

oxidação

d.d.p.⇓

diferença

de potencial

–1Etanol(ÁlcoolEtílico)

Etanal(Aldeído Acético)

+1

Pilha

24.10. e

Ponte Salina

S

M1M

A B

elétrons elétrons

E0 = – 0,80 V E0 = + 0,23 V

E0Redmenor

OxidaçãoÂnodo

E0Redmaior

ReduçãoCátodo

A redução ocorre no eletrodo B.24.11. b

Zn s Zn OH( ) ( )→ 2

0

oxidação

+2 Zn(s)Agente Redutor

24.12. a

– 0,76 + 0,74zeroMaiormenor

E0Red (V)

Aumenta

Oxidação

Zn Zn2++ 0

Ânodo

Redução

MnO Mn O2 2 3

Cátodo

Pilha Reação de oxirredução espontânea ∆ ⊕E 0

d.d.p.

∆ = −E E Ed dMaior menor0 0 0( ) ( )Re Re

d.d.p. (+0,74) + (–0,76) = 1,50 V

24.13. d

– 2,37 + 0,34zeroMaiormenor

E0Red (V)

Aumenta

Oxidação

ReduçãoMg Mg2++ 0

Cu Cu2++ 0

Cu Mg Cu Mg2 2++ +++ → +0 0 (Reação espontânea de oxirredução)

24.14. dReação espontânea de oxirredução

⇓Quem sofre redução apresenta E dMaiorRe

0 !

I.

Fe Pb Fe Pb+ → +2 2++ ++

0

oxidação

2e–

+2 +2 0

Redução

> E E

Pb Pb Fe Fe

d dRe Re

/ /

0 0

0 02 2++ ++

II.

0

Zn Fe Zn Fe+ → +2 2++ ++

+2 +2 0

ReduçãoOxidação

2e–

> E E

Fe Fe Zn Zn

d dRe Re

/ /

0 0

0 02 2++ ++

MaiormenorE0

Red (V)

(Aumenta)

Oxidação

ReduçãoZn Zn2++ 0Fe Fe2++ 0

Pb Pb2++ 0

Zn Pb Zn Pb0 0+ → +2 2++ ++

0

Redução

Oxidação

+2 +2 0

2e–

24.15. e–1,66 – 0,74

E0Red (V)

Aumenta

zero– 0,25*

– 0,14**

– 0,13***

A AN N3++ 0 Cr Cr3++ 0 Ni Ni2++ 0 Sn Sn2 0+ Pb Pb2++ 0

Exemplo:

MaiormenorE0

Red (V)

AumentaA AN N3++ 0

Ni Ni2++ 0

oxidação

Redução

( ) ( )NO aq3−−

( ) ( )NO aq3−−

AN 0

Ni aq( )2++

Ni 0

Redução

AN 3++Oxidação

O alumínio (Aℓ0) sofrerá corrosão (oxidação), contaminando a so-lução de nitrato de níquel.

6 Extensivo Terceirão – Química 8B

Conclusão:Para que a solução de nitrato de níquel (II) não se contamine, os recipientes não podem sofrer corrosão, portanto, o E X Xd

nRe ( / )0 0+

deve ser maior que o do níquel ( / ) ,ReE Ni Ni Vd0 2 0 0 25+ = −

Recipiente B

Pb0

Pb0

Ni NO2++ −−( )3

( )NO 3−−

Não sofrerá corrosão!

***Não haverá

contaminação!

Não sofrerá corrosão!

Sn0

Sn0

Ni NO2++ −−( )3

( )NO 3−

Recipiente D

ou

**

24.16. aNi O OH3 2 2++ −− −− ++ −−( ) Ni (OH) 2

+3 +2

Redução

Multiplicando a equação I por 2, mantendo a equação II, se efetuar-mos a soma das duas teremos a equação global:

22 NiOOH 2 H O 2 e −+ + redução22 Ni(OH) 2→ + OH−

0Cd 2+ (OH) oxidação2Cd(OH) 2 e −→ +− ⊕

2 2 1 220

2 2NiOOH H O Cd Ni OH Cd OH+ + → +*

( ) ( )

2 mol

1 mol Descarga da pilha!

Reação espontânea de oxirredução

24.17. bCuidado!A espécie Cu2+ não está presente!O cobre metálico é apenas o fio condutor.

0,34menor

E0Red (V)

Aumenta

Oxidação

Redução

–2,36 zeroMaior

Mg Mg s2++

( )0

2 2H H g++

( )Cu Cu s

2++( )0

Oxidação0Mg Mg 2 e→ +2+ −

2 H 2++2

02

Reduçãoe H

Mg 2 H Mg H (g)

⊕→

+ → +2

−

+ +

O cátion H+ está presente no limão!Grafite pode ser utilizado como um eletrodo condutor!

(Reação global)

24.18. cCuidado!Não há Cu2+ no experimento!

menor

E0Red (V)

Aumenta

oxidação

Redução

–2,36 zeroMaior

Mg Mg2++ 0

2 2H H++

(Ânodo)

(cátodo)

∆ = −E E Ed dMaior menor0 0 0( ) ( )Re Re

d.d.p (0) – (–2,36) = +2,36 V

24.19. a) As equações de oxidação, redução e global são as seguintes:

Ânodo (–): Zn0(s) → Zn2+

(aq) + 2e– (oxidação)

Cátodo (+): 2H+(aq) + 2e– → H2(g) (redução)

Zn0(s) + 2H+

(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

(global)O valor do potencial-padrão de redução do zinco é – 0,76 V (de acordo com a figura dada no enunciado).

b) E0Red Ni = – 0,25 V

E0Red Cu = + 0,34 VΔE = E(maior) – E(menor)ΔE = + 0,34 –(– 0,25) = 0,59 VComo o potencial de redução do cobre é maior do que o do níquel, concluímos que o cobre reduz e o níquel oxida, então:Oxidação (ânodo): Ni0 → Ni2+ + 2e–

(Polo negativo): eletrodo negativo.Redução (cátodo): Cu2+ + 2e– → Cu0 (Polo positivo): eletrodo positivo.

24.20. a)

redução

zero +1,458(V)E0

Red

Menor+2,075

Maior

PbO2(s) / Pb2+(aq)

oxidação

O3(g) / O2(g) + H2O(ℓ)

A remoção do Pb2+(aq) vai ocorrer com a precipitação do

PbO2(s) de acordo com as equações a seguir:

(aq)Pb 2++2 oxidação2 ( ) 2(s)H O PbO 4→ +N

2 H

H+

(aq) 2 e −++

3(g) (aq)O 2 H+ + 2 e+ −2(g) 2

redução O H O→ +( )

(aq) 2 ( ) 3(g) 2(s) (aq) 2(g)Equação daReação Global

Pb H O O PbO 2 H O

⊕

+ + → + +

N

N+ +2

b)

∆ = ( )−( ) = + − +E E Ed d p

Maior menord d0 0 0 2 075 1 458

. . .Re Re ( , ) ( , )

Processo espontâneo ΔE0 > 0 ∆E Vd d p

0 0 617. . .

,

= +

+

* PbO2(s)

Nox = +4

7Extensivo Terceirão – Química 8B

1Extensivo Terceirão – Química 8C

Aula 22

22.01. a) H – C – H + H3C –) MgCℓ → H – C – H + HOH → MgOHCℓ + H – C – H

O

CH3

OH

CH3

O MgCℓ

etanol

b) H3C – C – H + H3C – CH2 –) MgBr → H3C – C – H + HOH → MgOHBr + H3C – C – HO OH

CH2

CH3

O MgBr

butan-2-ol

CH2

CH3

c) H3C – C – CH3 + H3C – MgI → H3C – C – CH3 + HOH → MgOHI + H3C – C – CH3

CH3

OH

CH3

O MgI

2-metilpropan-2-ol

O

d) O = C = O + H3C – CH2 –) MgCℓ → O = C – O MgCℓ + HOH → MgOHCℓ + O = C – OH

CH2

CH3 propanoico

CH2

CH3

22.02. a

+ 3 C C Luz UVCalor

N N− →

Cℓ

Cℓ

CℓCℓ

CℓCℓ

BHC

22.03. b

+ 3 2H TP

↑↑ →

22.04. dAldeídos e cetonas não são necessariamente insaturados.

22.05. e

R – CH

O + HCN R – C – CN

H

OH

Cianidrina

22.06. b

H3C – CH

O + H3C –) MgCℓ Éter→ H3C – C – CH3

H

O MgCℓ

HOH →

HOMgCℓ + H3C – C – CH3

H

OH

22.07. cAldeído

(exceto formaldeído) + R – Mg X Hidrólise

→ Álcool secundário

22.08. e

+ 3 Cℓ2

H

H

HH

H

H

CℓCℓ

Cℓ

CℓCℓ

Cℓ

C6H6Cℓ6

Resoluções 8CQuímica

2 Extensivo Terceirão – Química 8C

22.09. a

A = H3C – C – CH3

H

O MgCℓ

B = H3C – C – CH3

H

OH

22.10. cCetona + R – Mg X 1Éter

2HOH⋅⋅→ Álcool terciário

22.11. bQualquer aldeído, exceto o metanal.

22.12. a

H3C – C – CH3

O

+ H3C – CH2 – MgCℓ 1Éter2HOH⋅⋅→

H3C – C – CH2 – CH3

CH3

OH

+ HOMgCℓ

22.13. c

C10H8

H2Ni

Pressão

→

H2 H2

H2 H2H

H

H2 H2

H2 H2

C10H18

22.14. b

H – CH

O + H – C ≡ N

H – C – C ≡ N + 2 H2 H – C – C – N – H

H H H H

OH OH H

22.15. aO = C = O + H3C – CH2 – Mg I O = C – O

CH2

CH3

Mg I HOH →

HOMg I + O = C – OH

CH2

CH3

22.16. cO = C = O + H3C – CH – Mg I

CH3

1Éter2HOH⋅⋅→ O = C – O H

CH – CH3

CH3

+ HOMg I

22.17. aAldeído + R – Mg X 1Éter

2HOH⋅⋅→ Álcool secundário

22.18. eCO2 + R – Mg X 1Éter

2 H O HX2

⋅⋅→ Ácido carboxílico + HOMg X

Anidrido carbônico

22.19. a) H3C – C – CH3 + H3C – MgCℓ

O

H3C – C – CH3

CH3

OMgCℓ

(X)

b) H3C – C – CH3 + HOH → HOMgCℓ + H3C – C – CH3H+

CH3 CH3 (Y)

(Z)

OHOMgCℓ

22.20. a) H3C – CH2 – C + H3C – MgCℓ → H3C – CH2 – C – CH3

H

OMgCℓ

H

O

H3C – CH2 – C – CH3 + HOH → Mg(OH)Cℓ + H3C – CH2 – C – CH3

HH

OHOMgCℓ

A

b) Composto A Nome: butan-2-olFunção: álcooisClassificação: álcool secundário

Aula 2323.01. e

O ciclopropano é o mais reativo na hidrogenação.

23.02. a) + Br – Br → H2C – C – CH2H2

1,3-dibromopropano

Br Br

b) + H – H → H2C – CH2 – CH2 – CH2

butano

H H

c) + Cℓ – Cℓ → H2C – CH2 – CH

1,3-diclorobutano

Cℓ Cℓ

CH3CH3

23.03. aA ruptura é mais fácil no ciclopropano.

23.04. a

Cadeira Barco23.05. c

+ H2 Cat. → C4H8 C4H10

23.06. cVide teoria de Sachse e Mohr.

23.07. aCiclano = cicloparafina.

3Extensivo Terceirão – Química 8C

23.08. aA conformação cadeira do ciclo-hexano é mais estável.

23.09. e

+ Cℓ – Cℓ HCℓ + Cℓ

23.10. d

+ HCℓ Cℓ

(X)

23.11. cO aumento do “anel” do ciclano, aumenta a estabilidade do ciclo e diminui a reatividade para ”adição”.

23.12. a + H2 Cat. →

Butano

23.13. eCiclo-hexano não adiciona bromo.

23.14. dA quebra das ligações entre carbonos 1 e 2 ou 1 e 4 forma interme-diários mais estáveis.

23.15. b I. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3

II. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3

III. produto ⇒ H3C – CH2 – CH2 – CH3

IV. produto ⇒ H3C – C = C – CH3

H OH

H3C – CH2 – C – CH3

O23.16. 05 (01, 04)

I. + HBr Br (FM = C3H7Br)

II. H2C = CH – CH3 + HBr H3C – CH – CH3

Br

(FM = C3H7Br)

23.17. c

CH3 CH3

CH2

CHHC

1,2-dimetilciclopropano

+ Cℓ2

CH – CH2 – CHH3C CH3Cℓ Cℓ

2,4-dicloropentano

23.18. 19 (01, 02, 16)01) VERDADEIRA.Tensão angular: II > IV.

02) VERDADEIRA.

C Halcenos

ciclanosn n2−−

04) FALSA. IV – não sofre adição de HCℓ08) FALSA. Vide ciclo-hexano.16) VERDADEIRA:

23.19. a) Com a fórmula molecular C6H12 (CnH2n), podemos ter um alce-no ou um ciclano. O alceno sofre reação de adição à insaturação quando em presença de H2 e catalisador, o que não ocorre com o ciclano de seis carbonos por ter uma estrutura mais estável.

b)

HH

H

CC

CC

C

C

H

H

HH

H

H

HH

H

H

H3C – C = C – CH2 – CH2 – CH3

H

23.20. Os cicloalcanos pequenos são relativamente instáveis devido à grande tensão. Ocorre então quebra de ligação com maior facili-dade mesmo a baixas temperaturas. Com o aumento da cadeia, cresce a estabilidade, acarretando necessidade de aumento de temperatura para que ocorra a reação.

Aula 24

24.01. a) H3C – C – CH3 HOH + H3C – C = CH2

H H

OHH+

∆

b) H3C – C – C – CH2 – CH3 HOH + H3C – C = CH – CH2– CH3

CH3CH3 H

H OHH+

∆

c) 2H3C – CH2 – OH HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3

24.02. a2 H3C – OH H SO2 4 → HOH + H3C – O – CH3

(C2H6O)

24.03. c

2 H3C–CH2 – CH2 – COH

O P O2 5 → HOH +

H3C – CH2 – CH2 – C

H3C – CH2 – CH2 – CO

O

O

Anidrido butanoico

(ou butírico)

24.04. bIntra

H3C – CH2

OH

H SO2 4∆ → HOH + H2C = CH2

Inter

2 H3C – CH2 – OH H SO2 4∆ → HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3

24.05. eReação de eliminação (desidratação) X é a água.

24.06. eO produto orgânico é:

H3C – C = CH – CH2 – CH3

CH3

24.07. e

H3C – CH2 – C

H3C – CH2 – CO

O

O

Anidrido propanoico (C6H10O3)

4 Extensivo Terceirão – Química 8C

24.08. bVide Teoria.

24.09. b

H3C – C – H

H3C – CH – O – CH – CH3 + HOH

H3C – CH = CH2 + HOH(X)

(Y)

CH3

CH3 CH3

OHintra

inter

24.10. d

H3C – C – CH2 + KOH KCℓ + H2O + H3C – CH = CH2

H

H CℓÁlcool

24.11. bIntra ⇒ H2C = CH2

EtenoInter ⇒ Etoxietano

24.12. a2 H3C – CH2 – OH H SO2 4

∆ → HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3

(C4H10O)

a) H3C – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3 – C5H12O

b) H3C – CH2 – CH2 – CH2 – OH

c) H3C – CH – CH2 – CH3

OH

d) H3C – CH – CH2 – OH

CH3

e) H3C – C – OH

CH3

CH3

24.13. dGêmeo:

H – C – C – H + 2 KOH 2 KCℓ + 2 HOH + H – C ≡ C – H

H

H

H

Cℓ

Cℓ

Álcool

Vicinal:

H – C – C – H + 2 KOH 2 KCℓ + 2 HOH + H – C ≡ C – H

HH Cℓ

ÁlcoolHCℓ

C4H10O

24.14. d

H2C = CH2 + Br – Br H2C – CH2 + 2 KBr + 2 H2O + H – C ≡ C – H

Br Br2 KOH

Álcool

(X) (Y) Acetileno

24.15. cOs produtos são obtidos pela desidro-halogenação de haletos de alquila primários.

24.16. bO produto (1) é a água.

24.17. a2 H3C – CH2 – OH HOH + H3C – CH2 – O – CH2 – CH3

H3C – CH2 – OH + HO – CH – CH3 HOH + H3C – CH2 – O – CH – CH3

CH3 CH3

2 H3C – CH – OH HOH + H3C – CH – O – CH – CH3

CH3 CH3 CH3 24.18. d

Br + KOH Álcool KBr + HOH +

24.19. H – C – C – Cℓ

H – C = C – H

H2C = CCℓ2

+ KCℓ + HOH

H

Cℓ

H

Cℓ

Cℓ CℓKOH

Álcool

24.20. a) H3C – O – C – CH3

CH3

CH3

b) H3C – OH + HO – C – CH3 HOH + H3C – O – C – CH3

CH3 CH3

CH3 CH3

metanol metilpropan-2-ol

Aula 2222.01. c

A melhor referência para estabelecer comparação de força entre ácidos ou entre bases são as constantes de ionização (dissociação).

22.02. a• o ácido mais forte = maior Ka → H2C2O4

• o ácido mais fraco = menor Ka → HCN22.03. b

• base mais forte = maior Kb → dimetilamina• base mais fraca = menor Kb → anilina

22.04. a[H+] (concentração de H+) = concentração hidrogeniônica. Em so-luções de mesma concentração (0,1 mol ∙ L–1)dos ácidos, terá maior [H+], a solução do ácido mais forte, ou seja, o de maior constante de ionização (Ka), portanto o ácido tricloroacético.

22.05. e I. CORRETO. A constante de ionização do 1o. H+ (K1) é sempre maior

que a constante de ionização do 2o. H+ (K2). II. CORRETO. K1 > K2, tem como consequência que a [H+] da 1a.

etapa da ionização ser maior que a [H+] proveniente da 2a. etapa da ionização.

III. CORRETO. K1 é a constante (Ka) do H2C2O4 e K2 é a constante do HC O2 4

− , portanto H2C2O4 é mais forte que o HC O2 4− .

22.06. eO ácido mais fraco, no caso o ácido acético, tem menor constante de ionização (Ka). Isso equivale a dizer que em soluções de igual concentração o ácido mais forte tem maior grau de ionização e o ácido mais fraco tem menor grau de unização.

22.07. cI. CORRETO.

Ácido carboxílicoO

OH

O

O

Éster

AspirinapKa = 3,5

II. INCORRETO:

Amida

N

OFenol

H

HO

AcetaminofenopKa = 9,9

III. CORRETO.aspirina pK Ka

aceta ofeno pK Ka

a a

= → =

= → =

−

−

3 5 10

9 9 10

3 5

9 9

,

min ,

,

,

Como a aspirina tem maior ka é o ácido mais forte.22.08. b

A solução que melhor conduz a corrente é aquela que tem maior concentração de íons. No caso de soluções de monoácidos é aque-la em que está dissolvido o ácido mais forte (maior Ka).

22.09. cx Dissolvidos 20 mols, ionizou 2 mols = grau de ionização = 10% (α)

y Dissolvidos 10 mols, ionizou 7 mols = grau de ionização = 70% (α)

z Dissolvidos 5 mols, ionizou 1 mol = grau de ionização = 20% (α)A melhor referência para comparação de força são as constantes de ionização.Nesse caso temos:x α =10%

= ⋅ =⋅−

→ =⋅

=−201

0 120

0 90 231

22

Vmol L K K V

Va aα

α

( , )

,,

y α =70%

= ⋅ =⋅−

→ =⋅

=−101

0 710

0 316 341

22

Vmol L K K V

Va aα

α

( , )

,,

z α =20%

= ⋅ =⋅−

→ =⋅

=−51

0 25

0 80 251

22

Vmol L K K V

Va aα

α

( , )

,,

I. INCORRETO. O mais forte é o y (maior KVa =

16 34,)

II. INCORRETO. O mais fraco é o x (menor KVa =

0 23,)

III. CORRETO. O grau de ionização (α) de y é 70%.22.10. e

Em poliácidos, sempre: K1 > K2 > K3 ...     ↓        ↓        ↓constante constante constante do 1o. H+ do 2o. H+ do 3o. H+

22.11. c

Luminosidade da luz na lâmpada

22.12. cÁcido oxálico pK Ka a= → = −1 2 10 12, ,

Ácido glicólico pK Ka a= → = −3 83 10 3 83, ,

Ácido acético pK Ka a= → = −4 76 10 4 76, ,

Ordem decrescente de força (do maior Ka para o menor Ka)ácido oxálico > ácido glicólico > ácido acético

22.13. e I. pK Ka a= → = −9 2 10 9 2, ,

II. pK Ka a= → = −8 6 10 8 6, ,

III. pK Ka a= → = −4 8 10 4 8, ,

IV. pK Ka a= → = −4 8 10 3 2, ,

V. pK Ka a= → = −0 5 10 0 5, ,

Em soluções de mesma concentração dos ácidos I, II, III, IV e V, a maior concentração de íons é na solução do ácido mais forte (maior Ka) onde será observada a maior luminosidade da lâmpada.

22.14. 01Para estabelecer a comparação de força entre os ácidos temos as constantes de ionização (Ka) e pKa.

↑ =↓ = +K pK fortea a

Solução de:2 4

3

H – muito intensa ácido forte como HC e H SO

H – muito fraca ácido fraco como H CCOOH

A

B=

=

n

Resoluções

PB 1Extensivo Terceirão – <disciplina> <numdisciplina> Extensivo Terceirão – Química 8D

8DQuímica

Para uma comparação correta temos que ter para todos os ácidos seu Ka ou pKa.Nesse teste veio dado o Ka para alguns ácidos e para outros o pKa, temos que escolher um dos valores. Vamos trabalhar com o Ka.01) 5 2

a aK 5140 10 K 5,14 10 notação científica− −= ⋅ → = ⋅ −

02) pK Ka a= → = ⋅ −2 81 1 10 2 81, ,

04) K Ka a= ⋅ → = ⋅− −6 3 10 6 3 105 5, ,

08) pK Ka a= → = ⋅ −7 14 1 10 7 14, ,

16) pK Ka a= → = −9 95 10 9 95, ,

aÁcido mais dissociado (ionizado) ácido mais forte ma Kior = =22.15. a

Ácido acético pK Ka a= → = −4 76 10 4 76, ,

Ácido butírico pK Ka a= → = −4 82 10 4 82, ,

– Com mesma concentração:

aA solução mais ácida solução do ácido mais forte maior K= =O ácido acético é mais forte que o butírico.

22.16. d I. CORRETO. Como K1 > K2 a [HSO–

3 ] > [SO2–3 ]

II. CORRETO. O enxofre presente em compostos do petróleo é o responsável pela produção, na combustão, dos óxidos de enxofre (SO2 e SO3) que em contato com a água formam ácidos (H2SO3 e H2SO4) contribuindo para a acidez da chuva atmosférica.

III. INCORRETO.

2 2 2 3 3

O composto intermediário é o ácido sulfuros

SO (g) H O( ) H SO (aq) H (aq) HSO (a

o

q)+ −+ +⇓

n

22.17. d

DissolvidomolL

1Como Ka é muito grande, trata-se de um ácido muito forte, e, nesses casos, admite-se o grau de ionização total (α = 100%).

HNO3

1mol 1molna solução zero

L L

HNO3 H+ (aq) + NO–3(aq)→ →→ →→

Tudo que dissolveu dissociou

22.18. c

I. CORRETO. Inicialmente nas duas soluções temos 1HC 0,1mol L−⋅n

Como se trata de um ácido forte, a solução tem considerável concentração de íons e, portanto, a luminosidade da lâmpada é intensa.

Ao adicionar a base, ocorre a reação com o ácido (H+) diminuin-do a luminosidade. O ponto mais baixo é quando houve a adi-ção da base em quantidade para reagir com todo ácido (ponto de equivalência).

A partir daí teremos uma solução com excesso de base, no ex-perimento A do NH4OH, uma base fraca (Figura II).

No experimento B o excesso é de NaOH, uma base forte (Figura I). II. INCORRETO. Nas duas reações há produção de sais solúveis e

NaCℓ e o NH4Cℓ e, portanto, não forma precipitado. III. CORRETO. Na Figura II, a adição de excesso de base aumenta

pouco a luminosidade da lâmpada, o que indica um eletrólito fraco, no caso de NH4OH.

22.19. H2CO3(aq) + H2O(ℓ) HCO–3(aq) + H3O+ (aq) K1 = 4,3 ∙ 10–7

HCO–3(aq) + H2O(ℓ) CO2–

3 (aq) + H3O+ (aq) K2 = 7 ∙ 10–11

H2C2O4(aq) + H2O(ℓ) HC2O–4(aq) + H3O+ (aq) K1 = 5,9 ∙ 10–2

HC2O–4(aq) + H2O(ℓ) C2O2–

4(aq) + H3O+ (aq) K2 = 6,4 ∙ 10–5

CO2–3 < HCO3

– < C2O2–4 < HC2O4

–

22.20. a e bQuando a ionização ou dissociação é total (α = 100%), para deter-minar a concentração de qualquer íon, basta multiplicar a concen-tração em mol ∙ L–1 da substância pelo índice do íon na fórmula(Obs.: Essa explicação não é obrigatória na resolução)0,01 mol ∙ L–1 H1NO3 ⇒ [H+] = 0,01 mol ∙ L–1

0,01 mol ∙ L–1 H2SO4 ⇒ [H+] = 0,02 mol ∙ L–1

c) Em soluções de ácido fraco, podemos determinar o grau de ioni-zação (α) a partir da constante de ionização.ka1

=α2 ∙ 10–7 = α2 ∙ 10–1 ⇒ α = 10–3

[H+] = α ∙ ⇒ [H+] = 10–3 ∙ 10–1 = 10– 4 mol ∙ L–1

Obs.: A [H+] proveniente da segunda etapa da ionização é muito menor que da 1a. e, por isso, é desprezada.

x

x

Aula 2323.01. c

Como o α é inferior a 5%, temos:

α = =

= ⋅=

−

0 3 0 3100

2 1

, % ,

?

mol L

K b

K

K

K

b

b

b

= ⋅

=

⋅

= ⋅ −

α 2

2

5

0 3100

2

1 8 10

,

,

23.02. e Como α < 5%, temos:

α = =

= ⋅=

−

0 45 0 45100

0 02 1

, % ,

,

?

mol L

K a

K

K

K

a

a

a

= ⋅

=

⋅

= ⋅ −

α 2

2

7

0 45100

0 02

4 10

,,

23.03. b Como α > 5%, temos:

αα

α

= =

= ⋅=

=⋅−

≅ ⋅

−

12 512 5100

0 001 1

1 8 10

1

2, %,

,

? ,

mol L

K

K

Ka

a

a−−5

→ =⋅ −

K a( , )

,0 125 10

0 875

2 3

23.04. d8

a1

1

2a

8 2 4 2 2

K 10

1mol L

?

1mol L

K

10 1 10 10 % 10 %

0,01

Solução mo ar

%

l

−

−

−

− − −

=

= ⋅α =

⋅

= α ⋅

= α ⋅ → α = ⋅ =α =

=

2 3Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D

23.05. d

K

mol L

Ka a= ⋅

= ⋅=

= ⋅

⋅ = ⋅

=

−

− −

1369 10

0 1 1369 10 0 1

4

1

2

4 2

,

,

?

, ,

α

α

α

α 33 7 10 10 3 72 2, % , %⋅ ⋅ =−

23.06. b

= ⋅

= =

=

= ⋅

=

⋅

−0 1

3 73 7100

3 7100

1 2

2,

, %,

?

,

mol L

K

K

K

a

a

aα

α

110

1 4 10

1

4

−

−≅ ⋅K a ,

23.07. b

= ⋅

= =

= ⋅

= ⋅

= ⋅

−+

+

+ −

0 045

22

100

2100

0 045

9 10

1

4

,

%

[ ]

[ ] ,

[ ]

mol LH

H

H molα

α

⋅⋅

= = ⋅ ⋅

−

+ − − −

L

H H CCOO mol L

1

34 19 10[ ] [ ]

23.08. a

K

molL

Kaa

= ⋅

=

=

= ⋅

⋅ = ⋅

= ⋅

−

−

1 8 10

0 045 1 8 10 0 045

2

52

5 2

,

,

?

, ,

α

α

α

α 110 10 22 2− ⋅ =% %

23.09. d

αα α

= =

=

= ⋅

= ⋅

= ⋅

=+

+

+ −

33

1000 6

3100

0 6

0 018 1

%

,

[ ]

[ ] ,

[ ] ,

molL

H

H

H mol L

K a22

2

4

3

3100

0 6

5 4 10

⋅

=

⋅

= ⋅

=

−

+

K

K

H H CC

a

a

,

,

[ ] [ OOO mol L− ] ,= ⋅ −0 018 1

23.10. a

αα

αα

= =

= ⋅ ⋅=

>

=⋅−

=

− −

3030

100

2 10

5

1

3

2 1

2%

?

%

mol L

K

Como

K

K

a

a

a 00100

2 10

0 7

2 57 10

22

3

⋅ ⋅

= ⋅ −

−

,

,K a23.11. e

K

mol L

Ka a= ⋅

= ⋅=

= ⋅

⋅ = ⋅

=

−

− −

1 6 10

0 1 1 6 10 0 1

1 26

5

1

2

5 2

,

,

?

, ,

,α

α

α

α ⋅⋅ ⋅ =−10 10 1 262 2 % , %23.12. a

4 2a a4 2

2 2

2 3 1

K 2,5 10 K

mol0,2 2,5 10 0,2L 3,53 10 10 %?

[H ]

[H ] 3,53 10 0,2 7 10 mol L

−

−

−

+

+ − − −

= ⋅ = α ⋅= ⋅ = α ⋅ α = ⋅ ⋅α =

= α ⋅

= ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅23.13. c

H PO aq HPO aq H aq

H PO mol L

HPO mol

2 4 42

2 41

42

2

1

− − +

− −

−

+

= ⋅

=

( ) ( ) ( )

[ ]

[ ]

⋅⋅

= ⋅

=⋅

=⋅

=

−

+ −

− +

−L

H mol L

KHPO H

H PO

K

a

a

1

1

42

2 4

0 2 1 0 22

0 1[ ] ,

[ ] [ ]

[ ]

,,

23.14. eI) 0 001 0 0011

1 31, [ ] ,� ��� mol L H NO H mol L⋅ → = ⋅− + −

II) 0 001 0 00212 4

1, [ ] ,� ��� mol L H SO H mol L⋅ → = ⋅− + −

= ⋅

= ⋅

= ⋅

⋅ = ⋅

= ⋅

= ⋅

= ⋅

−

−−

−

+

+

1

4 104 10 1

2 102 1

1

8

2

8 2

4

mol L

K

KH

Ha

a α

α

α

α[ ]

[ ] 00 1 2 104 4 1− − −⋅ = ⋅ ⋅

mol L

IV) = ⋅

= ⋅

= ⋅

⋅ = ⋅

= ⋅

= ⋅−

−−

−

−

2

1 8 101 8 10 2

3 10

1

5

2

5 2

3

mol L

K

K OH

OHb

b

,,

[ ]

[

α

α

α

α−− −

− − −

= ⋅ ⋅

= ⋅ ⋅

]

[ ]

3 10 2

6 10

3

3 1OH mol L

23.15. a

= ⋅

= ⋅ ⋅

= ⋅

= ⋅

=

−

+ − −

+

−

−

0 1

1 1010 0 1

10

1

2 12

1

,

[ ]

[ ]

,mol L

H mol L

H α

α

α

αα

α

αα

= ⋅ =

>=

⋅−

=⋅

= ⋅

−

− −

10 10 10

5 1

10 100 9

112 1

1 2

2

1 2 1

% %

%( )

,,

ComoK

K

a

a 00 3−

23.16. aK

molL

Ka a= ⋅

=

=

= ⋅

⋅ = ⋅

= ⋅

=

−

−

−

1 8 10

11 8 10 1

18 10

4

5 2

5 2

6

,

?

,

α

α

α

α

α ,, %

, % , %

24 10 10

4 24 10 0 424

3 2

1

⋅ ⋅

= ⋅ =

−

−α

23.17. dGrau de ionização aumenta

Concentração diminui

Permanece inalterada

Constante de ionização

2aK Diluição=↑ α ⋅ ↓

23.18. e2

bK Diluição=↑ α ⋅ ↓

Permanece inalterada

23.19. Ki = α2∙ Ki = (1,35 ∙ 10–2)2 ∙ 0,1Ki = 1,8 ∙ 10–5

Ki = α2 ∙ 1,8 ∙ 10–5 = α2 ∙ 0,01α = 4,24%

23.20. a) HCN(aq) + H2O(n) H3O+(aq) + CN– (aq)b) [H+] = α ∙

[H+] = 8 ∙ 10–3 ∙ 10–2 ∙ 10–1

[H+] = 8 ∙ 10– 6 mol ∙ L–1

([H+] = [H3O+])

Como são ácidos fortes admite-se que o α = 100% e nesses casos é só multipli-car a concentração do ácido pelo índice de hidrogênio.

= ⋅

= ⋅

= ⋅

⋅ = ⋅

= ⋅

= ⋅

= ⋅

−

−−

−

+

+

1

4 104 10 1

2 102 1

1

8

2

8 2

4

mol L

K

KH

Ha

a α

α

α

α[ ]

[ ] 00 1 2 104 4 1− − −⋅ = ⋅ ⋅

mol L

Grau de ionização

α = 3,53%

c) Ki = α2 ∙ Ki = (8 ∙ 10–5)2 ∙ 10–1

Ki = 6,4 ∙ 10–10

(Ka = 6,4 ∙ 10–10)

2 3Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D

Aula 2424.01. a

H CCOOH aq H aq H CCOO aq3 3( ) ( ) ( )

+ −+Adição HCℓ = adição H+, o equilíbrio se desloca para a esquerda (no sentido dos reagentes).

24.02. eH CCOOH aq H aq H CCOO aq3 3( ) ( ) ( )

+ −+Adição de NaOH (base de Arrhenius), consome (retira) H+, deslocando o equilíbrio para a direita, sentido dos produtos, com isso há um aumento na concentração de acetato (H3CCOO–).

24.03. aHA aq( ) ( ) ( )amarelo azul

H aq A aq� ���� � � ����+ −+

Para surgir ou intensificar a cor amarela temos que deslocar esse equilíbrio para a esquerda, para tanto basta adicionar H+ (um ácido) a esse equi-líbrio.

24.04. eHA aq( ) ( ) ( )amarelo azul

H aq A aq� ���� � � ����+ −+

Para surgir ou intensificar a cor azul, temos que deslocar esse equilíbrio para a direita. Para tanto, basta retirar H+ adicionando uma base como o NaOH.24.05. e

Para deslocar esse equilíbrio para a direita, temos que consumir H+. Para tanto, temos que adicionar uma base como hidróxido de sódio (NaOH).24.06. c

+ −

=

+

Ácido em solução aquosa sistema em equilí

HA(aq) H (aq) Ac

brio

(aq)Adicionando acetato de sódio (NaAc), aumentamos a concentração de acetato (íon comum ao equilíbrio) deslocando o equilíbrio para a esquerda aumentando a [HAc] e diminuindo [H+].

24.07. b2 24

22 7

22CrO aq H aq Cr O aq H Oamarelo alaranjado

− + −+ +( ) ( ) ( ) ( ) n

1) CORRETO. Adição de H+, desloca o equilíbrio para a direita intensificando a cor alaranjada.2) INCORRETO. Como explicado em 01).3) CORRETO. Adição de OH– consome H+, deslocando o equilíbrio para a esquerda intensificando a cor amarela.4) INCORRETO. Como explicado em 01) e 03).

24.08. dA adição de uma substância solúvel com íon comum desloca o equilíbrio, porém não altera o valor da constante de equilíbrio (Ka).A constante de equilíbrio só altera se houver mudança na temperatura.

24.09. a2 24

22 7

2CrO aq H aq Cr O aqcromato dicromato

− + −+( ) ( ) ( )� ������� �� �������� + H O2 ( )n

Para deslocar no sentido do ânion dicromato (para a direita) basta adicionar um ácido como o HCℓ (ácido clorídrico).24.10. e

H n aq H aq n aqincolor vermelho

I I( ) ( ) ( )� ����� � � ����+ −+

Para aumentar a intensidade da cor (deslocar para a direita), temos que consumir H+ e, portanto, deve ser adicionada uma base como o NH3.NH g H O NH OH aq NH aq OH aq3 2 4 4( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ ++ −n

24.11. b

3 2 2 2 3 2 2CH CH NH (aq) + CO (g) CH CH NHCO (aq) H (aq) calor Exovol gaso

Para reverter o processo deslocar o equilíbrio p

so zero vo

ara a esquer

l gasos1

d

1

a

o

− +− − − − + +

=

→

a) ↑P→ desloca no sentido do menor volume gasoso, portanto, para a direita.b) ↑ T desloca no sentido endotérmico, como a reação direta é exotérmica o equilíbrio se desloca para a esquerda.c) Catalisadores não deslocam o equilíbrio.d) Adição CH3 – CH2 – NH2, desloca o equilíbrio para a direita.e) Adição de base como NaOH, consome H+, deslocando o equilíbrio para a direita.

24.12. cH PO aq H O HPO aq H O aq2 4 2 4

23

− − ++ +( ) ( ) ( ) ( )n

I. INCORRETO. O sulfato de sódio (Na2SO4) não tem íon comum ao equilíbrio e não reage com nenhum dos participantes dessa reação. Logo, sua adição não desloca esse equilíbrio.

II. INCORRETO. Adicionando ácido sulfúrico, estamos aumentando a [H3O+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda.III. CORRETO. A adição de KOH, uma base, há o consumo de H3O+, deslocando esse equilíbrio para a direita, porém como não houve mudança na

temperatura, a constante de equilíbrio permanece inalterada.

4 5Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D

24.13. eCa PO OH s Ca aq PO aq OH aq5 3

2435 3( ) ( ) ( ) ( ) ( )

+ − −+ +

Adição de H+ consome OH– deslocando esse equilíbrio para a direita (desmineralização) aumentando [ ] [ ].Ca e PO243+ −

24.14. cCa H O N Mg

verdeH C H O N

incolor55 72 5 4 55 74 5 42� ����������� �� �����+ +

���� + +Mg2

Para recuperar ou intensificar a cor verde temos que adicionar ao sistema uma substância para reagir (consumir) H+ e assim deslocar o equilíbrio para a esquerda.Das alternativas é o bicarbonato de sódio (NaHCO3).

24.15. b

H n H O H O n

Cor A Cor B

I I+ +

⇓ ⇓

+ −2 3

Espécies não ionizadas

Espécies ionizadas

a) Vinagre = adição de H3O+ desloca para a esquerda (cor A), no sentido das espécies não ionizadas.b) Amoníaco (NH4OH(aq) = adição de OH– = consome H3O+ deslocando o equilíbrio para a direita (cor B) no sentido das espécies ionizadas.

24.16. ePara adquirir a cor rosa, temos que adicionar uma substância que consuma H3O+, portanto uma base das alternativas o NH4OH.

24.17. aA SO s A aq SO aqn n2 4 3

3422 3( ) ( ) ( ) ( )

+ −+A adição de sulfato de sódio (Na2SO4) aumenta a [ ]SO 4

2− (íon comum) deslocando esse equilíbrio para a esquerda precipitando Aℓ2(SO4)3(s).24.18. a

A adição de NaOH aumenta a [OH–] deslocando o equilíbrio para a esquerda diminuindo a [HCℓO].24.19. c

HInd aq H aq Ind aqamarelo azul

( ) ( ) ( )

+ −+

a) A adição de ácido acético aumenta a [H+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda, cor amarela.b) A adição de amônia (NH3) em solução forma o NH4OH, uma base, consumindo H+ e deslocando esse equilíbrio para a direita, cor azul.c) A adição de HCℓ em solução aumenta a [H+] deslocando esse equilíbrio para a esquerda, cor amarela.

24.20. a) Local de absorção Aspirina p-aminofenol

estômago alta baixa

intestino baixa alta

Explicação:O texto diz que a absorção é melhor quando a substância apresenta carga nula.

•  Aspirina é um ácido fraco, logo o equilíbrio pode ser representado por:

HA(aq) H + A

aspirina

+ ( ) ( )aq aq−

A melhor absorção é na forma de HA, portanto o equilíbrio deve ser deslocado para a esquerda logo em meio ácido, ou seja, no estômago.

•  p-aminofenol é uma base fracaBOH(aq) B + OH

p-amino fenol

+ ( ) ( )aq aq−

Para melhor absorção o equilíbrio deve ser deslocado para a esquerda, logo em meio básico (intestino).b) Deve ser uma substância neutra.

4 5Extensivo Terceirão – Química 8D Extensivo Terceirão – Química 8D

1Extensivo Terceirão – Química 8E

Aula 22

Aula 23

22.01. cO GLP é, basicamente, uma mistura de propano e butano.

22.02. cPor meio da destilação podem ser obtidos os principais derivados do petróleo.

22.03. aH2O + CO2 → H2CO3

22.04. eO cracking consiste numa série de reações que quebram as molé-culas grandes, transformando-as em produtos de maior interesse.

22.05. cA combustão é uma reação muito violenta; no caso de combustí-veis orgânicos, os produtos são moléculas com apenas um carbono (CO2) e vapor-d’água.

22.06. aAs hidroelétricas transformam a energia potencial gravitacional da água contida nas represas em energia elétrica.

22.07. dO petróleo cru contém sólidos e água.

22.08. 07 (01, 02, 04)O álcool etílico não é obtido a partir do petróleo. O petróleo bra-sileiro não tem a quantidade necessária de todas as suas frações.

22.09. bConforme aumenta a massa molecular, aumenta o ponto de ebu-lição.

22.10. aConforme aumenta a cadeia carbônica, aumenta a massa molecu-lar e, consequentemente, aumenta o ponto de ebulição.

22.11 eO craqueamento (cracking) catalítico transforma as frações pesa-das do petróleo em frações mais leves.

22.12. cA ruptura de ligações químicas absorve energia.

22.13. cOs hidrocarbonetos mais leves sofrem combustão mais facilmente.

22.14. c1) O querosene é uma mistura (principalmente de hidrocarbone-

tos). 4) O craqueamento quebra as moléculas grandes, formando molécu-

las menores.

22.15. eComo a combustão quebra a cadeia carbônica, produzindo CO2 (molécula com apenas um carbono), o número de moléculas au-menta. Além disso, o gás, em alta temperatura (reação exotérmica), sofre uma expansão.

22.16. bPara cada caminhão são 1000 km rodados, 250 L de óleo diesel consumidos (200 kg). Pela diferença entre o teor de enxofre nos dois óleos, isto significa 300 g de enxofre a menos. Pela estequio-metria da reação, isto corresponde a 600 g a menos de SO2.

22.17. dHouve uma redução de 13000 ppm para 50 ppm (0,4 %).

22.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)22.19. e

Relação entre a massa de carbono e a de hidrogênio: metano = 3, etano = 4.

22.20. Craqueamento (ou “cracking”) é uma série de processos químicos que consiste na quebra das moléculas grandes encontradas nas frações mais pesadas do petróleo, com a finalidade de aumentar a quantidade das frações mais leves, pois essas apresentam grande interesse econômico e tecnológico.

22.21. a) Aproximadamente entre 150°C e 200°Cb) 3 e 4 carbonos (propano e butanos).c) O craqueamento é um processo químico que permite quebrar

cadeias carbônicas grandes (mais pesadas) em cadeias menores (mais leves). Essa técnica permite a obtenção de frações na faixa dos combustíveis, tais como gasolina, querosene, óleo diesel, etc.

22.22. A equação de reação de combustão completa do iso-octano é dada por:

C H O CO H O8 18 2 2 2252

8 9+ → +

Mas o que se pede é a reação com o ar (uma mistura de N2 e O2).

12,5 mols O2 21% nar 100%

∴ nar = 59,5 mols∴ nN2

= 47 mols

Logo:

C8H18 + 59,5 ar → 8 CO2 + 9 H2O + 47 N2

23.01. cAlém dessas 3 fontes, a energia eólica também é considerada re-novável.

23.02. cO biogás é obtido pela fermentação anaeróbica de compostos or-gânicos.

23.03. b23.04. e

23.05. eO metano possui um alto poder calorífico e o gás sulfídrico tem cheiro desagradável (ovo podre).

23.06. eO metano também pode ser obtido pela decomposição anaeróbi-ca de matéria orgânica (biogás, pântanos) e também é encontrado em minas de carvão.

Resoluções 8EQuímica

2 Extensivo Terceirão – Química 8E

23.07. 21 (01, 04, 16)O consumo de gás natural cresceu nas últimas décadas, principalmen-te por motivos ambientais, pois, geralmente, ele tem menos enxofre que os derivados do petróleo.

23.08. bEm condições ambiente, o GNV é gasoso, mas a gasolina é líquida (enorme diferença entre as densidades).

23.09. cCombustão completa de hidrocarbonetos produz gás carbônico e vapor-d’água. Além disso, a combustão é uma reação exotérmica.

23.10. F – F – V – V – Va) 1 C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O

Portanto, 675 kJ por mol de CO2 produzido.b) 1 C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Para gases, a proporção molar é igual à proporção volumétrica: para a gasolina são necessários 12,5 mols de oxigênio por mol de combustível, enquanto que para o etanol são necessários 3 mols.

23.11. cCH3OH + 3/2 O2 → 1 CO2 + 2 H2OC4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2OC8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H 2O

23.12. bHá 1200 L de metano (50 mols) que, queimados, liberam 4,5 ∙ 104 kJ.

23.13. aAs concentrações elevadas de compostos orgânicos nessas águas consomem o oxigênio dissolvido (condição anaeróbica). A partir daí ocorrem várias reações produzindo gases como H2S (HS– em solução) e CH4, sendo o metano o principal produto formado na decomposição anaeróbica de matéria orgânica.

23.14. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)23.15. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)23.16. 16

H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O23.17. 04) (C6H10O5)n + 3 n H2O → 3 n CH4 + 3 n CO2

A combustão é exotérmica. Os compostos orgânicos costumam sofrer combustão, independentemente da estrutura das suas mo-léculas.

23.18. c10 CH4 + 20 O2 → 10 CO2 + 20 H2O1 C14H30 + 21,5 O2 → 14 CO2 + 15 H2O

23.19. e Il) Pelo diagrama, a combustão de 1 mol de CO (28 g) libera 280 kJ.

23.20. a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O CO2 + O2 → X

b) H2S: – odor desagradável – poluente (SO2 e SO3 ⇒ chuva ácida)

23.21. a) m d V g cm cm= ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅−0 740 45 103 3 3,

m g= ⋅33 3 10 3,

m kg= 33 3,

b) Como o H2 libera 3 vezes mais energia por unidade de massa, con-cluímos que a massa de H2 necessária para liberar o mesmo que 33,3 kg de gasolina será 1/3 dessa massa, ou seja, 11,1 kg.

Vmd

gg cm

= =⋅⋅ −

111 100 071

3

3,

,

V cm= ⋅156 10 3 3

V L=156

c) PVmM

RT= ⋅

Vm R T

P M=

⋅ ⋅⋅

Vg

Pa mmol K

K

Pa g mol=

⋅ ⋅⋅⋅⋅

⋅

111 10 8 31 298

10 2 02

33

5

, ,

, /

V m=136 3

Aula 2424.01. a

Uma tonelada de cana-de-açúcar produz 70 litros de álcool.24.02. a

No mundo, a energia com origem na biomassa não é a dominante.24.03. c

A gasolina é formada principalmente por hidrocarbonetos (com-postos apolares).

24.04. eA combustão do hidrogênio produz água. A gasolina é uma mistu-ra, principalmente, de hidrocarbonetos.

24.05. bO milho contém amido, um polissacarídeo, enquanto que a cana contém sacarose, um dissacarídeo.

24.06. dO craqueamento transforma moléculas grandes em moléculas menores.

24.07. 06 (02, 04)O etanol é um composto que não reage com hidrocarbonetos. A fuligem é devida ao carbono formado na combustão incompleta.

24.08. dO álcool combustível é o etanol hidratado. A gasolina e o óleo die-sel também são soluções.

24.09. dO esquema I é a rota do etanol e o II é a do metanol.

24.10. bNa caldeira ocorre a reação de combustão. A condensação é ape-nas uma mudança da fase gasosa para a fase líquida.

24.11. aA sustentabilidade está, principalmente, em produzir energia usan-do os resíduos do próprio processo.

24.12. aComparação interessante, com conclusões diretas da tabela.

24.13. 63 (01, 02, 04, 08,16, 32)24.14. 21 (01, 04, 16)

Em 50 mL de “gasolina”, com 24% em volume de álcool, há 38 mL de gasolina “mesmo” e 12 mL de etanol. Assim, a gasolina que está de acordo com a Medida Provisória deve ter um volume da fase aquosa igual a 62 mL. O etanol é solúvel na água pois, além de possuir uma certa polari-dade, faz ligações de hidrogênio com ela.

3Extensivo Terceirão – Química 8E

24.15. aTomando-se como base 100 km na cidade:• álcool: 100 km ÷ 6,9 km/L → 14,49 L x R$ 2,50 → R$ 36,23.• gasolina: 100 km ÷ 9,8 km/L → 10,20 L x R$ 3,40 → R$ 34,69. Tomando-se como base 100 km na estrada: • álcool: 100 km ÷ 8,1 km/L → 12,34 L x R$ 2,50 → R$ 30,86. • gasolina: 100 km ÷ 11,3km/L → 8,84L x R$ 3,40 → R$ 30,08 Logo, nas condições abordadas, é mais vantajoso financeiramen-te utilizar a gasolina como combustível, tanto na cidade como na estrada. Em termos de poluição ambiental por CO2 o etanol (produzido a partir da cana-de-açúcar) é menos poluente que a gasolina pois, durante o cultivo, a cana-de-açúcar (que gerou o etanol) faz fo-tossíntese e absorve o CO2 da atmosfera. A combustão do etanol libera CO2 absorvido durante o cultivo da cana-de-açúcar, o que faz com que o etanol seja considerado um combustível renovável. No caso da gasolina, a formação do petróleo ocorreu milhões de anos atrás, o que faz com que ela seja considerada um combustível fóssil.

24.16. eNas condições ambiente o hidrogênio e o propano são gases, en-quanto que a gasolina e o etanol são líquidos.

24.17. c1 C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2OC2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

24.18. 15 (01, 02, 04, 08)O maior hidrocarboneto da gasolina é o decano. O ponto de ebuli-ção do éter etílico é menor que o do etanol.

24.19. c220 1

110 0 5

km h

km x x h∴ = ,

1 100

0 5 50

h L

h y y L, ∴ =

1 0 8

50 40

L kg

L z z kg

,

∴ =

Massas molares em g/mol: C2H5OH: 46; CO2: 44.

C H OH O CO H O

g g

kg t

2 5 2 2 23 2 3

46 2 44

40

+ → +⋅

t = 76,5 kg24.20. 14 (02, 04, 08)

Como a constante de equilíbrio é maior que 1, o item “04” está cor-reto.

24.21. a) Vamos representar a gasolina (mistura de hidrocarbonetos) pela fórmula molecular C8H18 ∙ CH3 – (CH2)6 – CH3 molécula apolar O álcool apresenta a fórmula estrutural: CH3 – CH2 – OHA mistura dos dois é homogênea, porque haverá interação di-polo instantâneo-dipolo induzido entre as cadeias hidrocarbô-nicas.

CH3 – (CH2)6 – CH3 ........ CH3 – CH2 – OH

força de dispersão de London(tipo de força de Van der Waals)

A mistura de etanol e água é homogênea, pois haverá fortes in-terações entre as moléculas do álcool e da água, do tipo ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio.

H – O ........ HO – CH2 – CH3

H ligação de hidrogênio

b) Água e gasolina são líquidos imiscíveis, formando duas fases. O álcool é mais solúvel na água que na gasolina. A gasolina é me-nos densa que a solução de água e álcool.

Gasolina com uma pequenaquantidade deálcool

Álcool e água

24.22. Energia liberada na combustão de 1 g de metano (CH4):

1 mol de metano 213 kcal

16 g

→↓ ↓

213 kcal1g x

x = 13,3 kcal

Energia liberada na combustão de 1 g de etanol (C2H5OH):

1 mol de etanol 327 kcal

46 g

→↓ ↓

327 kcal1g y

y = 7,11 kcal

Sob o ponto de visita energético o combustível mais vantajoso é o metano, pois possui maior poder calorífico (energia liberada por massa de combustível).