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4V | Volume 2 | Química

Manual do Professor

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Coleção 4V

C689 Coleção 4V: - Belo Horizonte: Bernoulli Sistema de Ensino, 2018. 172 p.: il.

Ensino para ingresso ao Nível Superior. Bernoulli Grupo Educacional.

1. Química I - Título II - Bernoulli Sistema de Ensino III - V. 2

CDU - 37CDD - 370

Centro de Distribuição:

Rua José Maria de Lacerda, 1 900 Cidade Industrial Galpão 01 - Armazém 05 Contagem - MGCEP: 32.210-120

Endereço para correspondência:

Rua Diorita, 43, PradoBelo Horizonte - MGCEP: 30.411-084www.bernoulli.com.br/sistema 31.3029.4949

Fotografias, gráficos, mapas e outros tipos de ilustrações presentes em exercícios de vestibulares e Enem podem ter sido adaptados por questões estéticas ou para melhor visualização.

Coleção 4V – Volume 2 é uma publicação da Editora DRP Ltda. Todos os direitos reservados. Reprodução proibida. Art. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.

SAC: [email protected] 31.99301.1441 – Dúvidas e sugestões a respeito das soluções didáticas.

ConSElho DirEtorDiretor Administrativo-Financeiro: Rodrigo Fernandes DomingosDiretor de Ensino: Rommel Fernandes DomingosDiretor Pedagógico: Paulo RibeiroDiretor Pedagógico Executivo: Marcos Raggazzi

DirEçãoDiretor Executivo: Tiago Bossi

AutoriAQuímica: Fabiano Guerra, Ívina Paula, Marcos Raggazzi

ProDuçãoGerente de Produção: Luciene FernandesAnalista de Processos Editoriais: Letícia OliveiraAssistente de Produção Editorial: Thais Melgaço

núcleo PedagógicoGestores Pedagógicos: Amanda Zanetti, Vicente Omar TorresCoordenadora Geral de Produção: Juliana RibasCoordenadoras de Produção Pedagógica: Isabela Lélis, Lílian Sabino, Marilene Fernanda Guerra, Thaísa Lagoeiro, Vanessa Santos, Wanelza TeixeiraAnalistas Pedagógicos: Amanda Birindiba, Átila Camargos, Bruno Amorim, Bruno Constâncio, Daniel Menezes, Daniel Pragana, Daniel Pretti, Deborah Carvalho, Joyce Martins, Juliana Fonseca, Júnia Teles, Luana Vieira, Lucas Maranhão, Mariana Campos, Mariana Cruz, Marina Rodrigues, Paulo Caminha, Paulo Vaz, Raquel Raad, Sabrina Carmo, Stênio Vinícios de Medeiros, Taciana Macêdo, Tatiana Bacelar, Thalassa Kalil, Thamires Rodrigues, Vladimir AvelarAssistente técnica em Estatística: Numiá GomesAssistentes de Produção Editorial: Carolina Silva, Suzelainne de Souza

Produção EditorialGestora de Produção Editorial: Thalita NigriCoordenadores de núcleo: Étore Moreira, Gabriela Garzon, Isabela DutraCoordenadora de iconografia: Viviane FonsecaPesquisadores iconográficos: Camila Gonçalves, Débora Nigri, Eloine Reis, Fabíola Paiva, Guilherme Rodrigues, Núbia Santiagorevisores: Ana Maria Oliveira, Gabrielle Ruas, Lucas Santiago, Luciana Lopes, Natália Lima, Tathiana OliveiraArte-Finalistas: Cleber Monteiro, Gabriel Alves, Kátia SilvaDiagramadores: Camila Meireles, Isabela Diniz, Kênia Sandy Ferreira, Lorrane Amorim, Naianne Rabelo, Webster Pereirailustradores: Reinaldo Rocha, Rodrigo Almeida, Rubens Lima

Produção GráficaGestor de Produção Gráfica: Wellington SeabraCoordenador de Produção Gráfica: Marcelo CorreaAnalista de Produção Gráfica: Patrícia ÁureaAnalistas de Editoração: Gleiton Bastos, Karla Cunha, Pablo Assunção, Taiana Amorimrevisora de Produção Gráfica: Lorena Coelho

Coordenador do PSM: Wilson BittencourtAnalistas de Processos Editoriais: Augusto Figueiredo, Izabela Lopes, Lucas Roquerevisoras: Bruna Emanuele Fernandes, Danielle Cardoso, Luísa GuerraArte-Finalista: Larissa AssisDiagramadores: Anna Carolina Moreira, Maycon Portugal, Rafael Guisoli, Raquel Lopes, Wallace Weberilustrador: Hector Ivo Oliveira

rElACionAMEnto E MErCADoGerente Geral de relacionamento e Mercado: Renata Gazzinelli

SuPortE PEDAGóGiCoGerente de Suporte Pedagógico: Heloísa BaldoAssessoras Pedagógicas Estratégicas: Madresilva Magalhães, Priscila BoyGestores de Conteúdo: Luciano Carielo, Marinette FreitasConsultores Pedagógicos: Adriene Domingues, Camila Ramos, Claudete Marcellino, Daniella Lopes, Denise Almeida, Eugênia Alves, Francisco Foureaux, Leonardo Ferreira, Lucilene Antunes, Paulo Rogedo, Soraya OliveiraAnalista de Conteúdo Pedagógico: Paula VilelaAnalista de Suporte Pedagógico: Caio PontesAnalista técnico-Pedagógica: Graziene de AraújoAssistente técnico-Pedagógica: Werlayne BastosAssistentes técnico-Administrativas: Aline Freitas, Lívia Espírito Santo

CoMErCiAlCoordenador Comercial: Rafael CurySupervisora Administrativo-Comercial: Mariana GonçalvesConsultores Comerciais: Adalberto de Oliveira, Carlos Eduardo Oliveira, Cláudia Amoedo, Eduardo Medeiros, Guilherme Ferreira, Ricardo Ricato, Robson Correia, Rossano Rodrigues, Simone CostaAnalistas Comerciais: Alan Charles Gonçalves, Cecília Paranhos, Rafaela RibeiroAssistentes Comerciais: Laura Caroline Tomé, Melissa Turci

ADMiniStrAtivoGerente Administrativo: Vítor LealCoordenadora técnico-Administrativa: Thamirys Alcântara Coordenadora de Projetos: Juliene SouzaAnalistas técnico-Administrativas: Ana Clara Pereira, Bárbara Câmara, Lorena KnuppAssistentes técnico-Administrativos: Danielle Nunes, David Duarte, Fernanda de Souza, Mariana Girardi, Priscila Cabral, Raphaella HamziAuxiliar de Escritório: Sandra Maria MoreiraEncarregado de Serviços Gerais e Manutenção: Rogério Brito

oPErAçõESGerente de operações: Bárbara AndradeCoordenadora de operações: Karine ArcanjoSupervisora de Atendimento: Adriana MartinsAnalista de Controle e Planejamento: Vinícius AmaralAnalistas de operações: Ludymilla Barroso, Luiza RibeiroAssistentes de relacionamento: Amanda Aurélio, Amanda Ragonezi, Ana da Silva, Ana Maciel, Ariane Simim, Débora Teresani, Elizabeth Lima, Eysla Marques, Flora Freitas, Iara Ferreira, Renata Gualberto, Renata Magalhães, Viviane RosaCoordenadora de Expedição: Janaína CostaSupervisor de Expedição: Bruno Oliveiralíder de Expedição: Ângelo Everton PereiraAnalista de Expedição: Luís XavierAnalista de Estoque: Felipe LagesAssistentes de Expedição: Eliseu Silveira, Helen Leon, João Ricardo dos Santos, Pedro Henrique Braga, Sandro Luiz QueirogaAuxiliares de Expedição: Admilson Ferreira, Marcos Dionísio, Ricardo Pereira, Samuel Pena

tECnoloGiA EDuCACionAlGerente de tecnologia Educacional: Alex RosaCoordenadora Pedagógica de tecnologia Educacional: Luiza WinterCoordenador de tecnologia Educacional: Eric LongoCoordenadora de Atendimento de tecnologia Educacional: Rebeca MayrinkAnalista de Suporte de tecnologia Educacional: Alexandre PaivaAnalista de tecnologia Educacional: Vanessa VianaAssistentes de tecnologia Educacional: Augusto Alvarenga, Naiara Monteiro, Sarah CostaDesigner de interação: Marcelo CostaDesigners instrucionais: Alisson Guedes, David Luiz Prado, Diego Dias, Fernando Paim, Mariana Oliveira, Marianna DrumondDesigner de vídeo: Thais MeloEditora Audiovisual: Marina Ansalonirevisor: Josélio VerteloDiagramadores: Izabela Brant, Raony Abade

MArkEtinGGerente de Marketing: Maria Cristina BelloCoordenadora de Marketing: Jaqueline Camargos

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PLANEJAMENTO dO vOLuME

FRENTE módulo coNTEúdo SugESTõES dE ESTRaTégiaS

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05 • Propriedades periódicas

• Aula expositiva

• Aplicação de exercícios

• Resolução de exercícios

• Aula prática

• Aula multimídia

• Discussão em grupos

• Filmes

06 • Ligações iônicas e metálicas

07 • Ligações covalentes

08 • Geometria molecular e polaridade das moléculas

B

05 • Estudo físico dos gases II

06 • Cálculos estequiométricos

07 • Introdução à Termoquímica

08 • Calores de reação e energia de ligação

C

05 • Ácidos, sais carboxílicos e ésteres

06 • Aminas, amidas e outras funções orgânicas

07 • Isomeria

08 • Propriedades físicas dos compostos orgânicos

Disciplina: QuÍMICA série: 3ª segmento: EM/Pv volume: 2

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3Bernoulli Sistema de Ensino

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OrIENTAçõEs E sugEsTõEsmódulo – a 05

Propriedades periódicasSequência sugerida para apresentação do conteúdo:

1. Diferencie propriedades periódicas de propriedades aperiódicas.

2. Apresente a definição de carga nuclear efetiva. Professor, destine um tempo maior a essa definição, pois a maioria dos alunos não a conhece. Esclareça que várias propriedades periódicas dependem da carga nuclear efetiva.

3. Aborde as definições de raio atômico, iônico e covalente. Mostre aos alunos a variação dessa propriedade periódica ao longo da tabela e a dependência do raio atômico em relação à carga nuclear efetiva.

4. Defina potencial de ionização. Mostre a variação dessa propriedade periódica ao longo da tabela e a dependência do potencial de ionização em relação à carga nuclear efetiva e ao raio atômico. Discuta o gráfico que registra sucessivos potenciais de ionização para uma mesma amostra. Caso seja necessário um aprofundamento nesse item, discuta as variações dos potenciais de ionização entre o oxigênio e o nitrogênio e entre o boro e o berílio.

5. Apresente a definição de afinidade eletrônica. Mostre a variação dessa propriedade periódica ao longo da tabela.

6. Resolva os Exercícios de Aprendizagem 01 e 02.

7. Mostre a definição de eletronegatividade, explicando a variação dessa propriedade periódica ao longo da tabela. Esclareça para o aluno que essa propriedade só poderá ser analisada quando os átomos estiverem ligados, uma vez que não existe eletronegatividade para átomos isolados.


9. Apresente o conceito de eletropositividade, mostrando a variação dessa propriedade periódica ao longo da tabela. Esclareça para o aluno que essa propriedade só poderá ser analisada quando os átomos se encontrarem ligados, pois não existe eletropositividade para átomos isolados.

10. Resolva o Exercício de Aprendizagem 05.

Professor, somente trabalhe o item “Volume atômico” se esse conteúdo for cobrado pelos vestibulares escolhidos por seus alunos.

11. Introduza o tema de densidade e esclareça que essa não é uma propriedade dos átomos dos elementos, mas das substâncias simples formadas por átomos desses elementos. Apresente a variação dessa propriedade ao longo da tabela periódica.


13. Apresente as definições de temperatura de fusão e de ebulição e esclareça que essas são propriedades das substâncias simples formadas por átomos desses elementos e não propriedades dos átomos dos elementos. Mostre a variação dessa propriedade ao longo da tabela periódica.

14. Proponha aos alunos a interação com o jogo “Batalha periódica”, disponível no material Bernoulli Digital. Esse objeto de aprendizagem proporciona o contato prazeroso e divertido com as informações da tabela periódica por meio da análise das propriedades periódicas dos elementos químicos. Ao jogar, o aluno irá interagir com duas cartas: uma com os valores de algumas das propriedades periódicas de um determinado elemento químico e uma com o elemento químico do oponente (computador). Entretanto, os valores

correspondentes às propriedades periódicas do elemento do oponente estarão ocultos. O aluno deverá analisar a posição dos elementos químicos na tabela periódica e escolher qual propriedade periódica do seu elemento é superior à do elemento do oponente, com o intuito de acumular pontos para cada resposta correta. Estimule-os a jogarem diversas vezes, a fim de melhorarem a pontuação e se apropriarem, cada vez mais, das informações apresentadas na tabela periódica.

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módulo – a 06ligações iônicas e metálicasSequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Relacione estabilidade com a formação de ligações.

2. Apresente a definição de ligação iônica.

3. Discuta com os alunos as energias envolvidas na formação de ligações iônicas por meio de átomos eletricamente neutros. Discuta detalhadamente o diagrama de Born-Haber.

4. Apresente o gráfico que mostra a variação da energia potencial por meio da aproximação de dois íons, um cátion e um ânion, infinitamente separados, até a formação da ligação iônica.

5. Deixe claro para os alunos que os íons, ao formarem ligações iônicas e redes cristalinas, interagem uns com os outros. Alguns alunos acham que o composto iônico NaCl é formado apenas por um cátion Na+ interagindo atrativamente com um ânion Cl–. Esclareça que, na verdade, o que ocorre é a formação de redes em que um cátion Na+ interage atrativamente com todos os ânions Cl–. Mostre para o aluno que a fórmula NaCl não indica o número de cátions e ânions que formam ligações iônicas, mas a proporção entre o número de cátions e ânions no retículo cristalino, ou seja, essa é uma fórmula mínima.

6. Não deixe de expor que, em uma rede iônica, coexistem interações eletrostáticas atrativas e repulsivas. Contudo, as primeiras são mais intensas, o que mantém os íons coesos, formando a rede iônica.

7. Outro recurso bastante atrativo é o vídeo “Formação das ligações iônicas”, que acompanha o material Bernoulli Digital. O objeto de aprendizagem contribui para a compreensão da formação da ligação iônica e para o entendimento de como os íons se organizam em um cristal iônico. Utilize esse recurso como forma de ilustrar a sua explanação do conteúdo e chame a atenção dos alunos para as interações eletrostáticas presentes entre os íons formadores do cristal iônico, destacando o fato de que cada íon não interage apenas com os íons adjacentes a ele, mas com todos os íons que compõem o cristal iônico. Atente-os também sobre a existência das interações repulsivas cátion-cátion e ânion-ânion, que estão em equilíbrio com as interações atrativas cátion-ânion na estrutura da rede cristalina. Após a interação com o vídeo, proponha a resolução dos exercícios que acompanham o material e esteja disponível para esclarecer dúvidas.

8. Discuta os fatores que influenciam na intensidade das ligações iônicas.

9. Apresente as principais características dos compostos iônicos.


11. Deixe claro para os alunos que nem todo composto iônico é sólido à temperatura ambiente. Cite exemplos de compostos iônicos líquidos, como os sabões líquidos.

12. Apresente a regra do octeto. Discuta com os alunos que nem sempre o que estabiliza os íons é a formação do octeto, mas sim a formação da rede iônica.

13. Esclareça para os alunos que a formação de redes iônicas não ocorre necessariamente com átomos eletricamente neutros. Mostre como obtemos as fórmulas mínimas de um composto iônico por meio das fórmulas dos íons que se ligam.


15. Apresente a definição de ligação metálica e sua ocorrência.

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16. Apresente o modelo do mar de elétrons.


18. Apresente detalhadamente as propriedades dos metais.

19. Mostre tais propriedades apresentando metais in loco.

20. Apresente aos alunos o vídeo “Formação das ligações metálicas”, também disponível no material Bernoulli Digital. Esse objeto de aprendizagem demonstra tridimensionalmente e de forma animada a formação da ligação metálica. Aproveite os recursos visuais para mostrar a fusão dos níveis de energia e o movimento aleatório dos elétrons em um composto metálico, resultando no modelo “mar de elétrons”. Ajude-os a perceber que essa liberdade de movimentação de elétrons permite

que materiais metálicos apresentem boa condutividade. O recurso didático contribui para que o aluno entenda como ocorre a formação da ligação metálica e pode ser usado como apoio a sua explanação. Não deixe de propor a resolução dos exercícios apresentados ao final do vídeo.


22. Os links de vídeos a seguir podem ajudar a tornar a aula mais atrativa:

Cristal metálico:

<http://bit.ly/1PBaixi>

Ponto ciência – Testador de Condutividade:

<http://bit.ly/1PBamwZ>

Fabricação de correntes de ouro:

<http://bit.ly/1OZLNxv> (em inglês)

Fabricação de utensílios de alumínio:

<http://bit.ly/1V1vZKK> (em espanhol)

módulo – a 07

ligações covalentes

Professor, esse módulo é muito extenso e importantíssimo para a compreensão das propriedades dos materiais. Assim, se necessário, acelere o ritmo de suas aulas antes ou após o cumprimento desse módulo, com o objetivo de destinar mais tempo para este conteúdo.

Sequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Apresente o conceito de ligação covalente.

2. Deixe claro para seus alunos que a ligação covalente ocorre por meio da interpenetração de orbitais de dois átomos.

3. Discuta o gráfico que mostra a variação da energia potencial por meio da aproximação de dois átomos neutros, infinitamente separados até a formação da ligação covalente. Na Internet, existem vários vídeos com animações que facilitam a interpretação desse gráfico.


5. Apresente a classificação das ligações covalentes quanto

a. à ordem;

b. ao tipo de interpenetração de orbitais;

c. à polaridade;

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d. à origem do par eletrônico. Nesse momento, discuta com os alunos que a ligação covalente normal

e a ligação covalente coordenada apresentam a mesma intensidade. A única diferença entre elas

é em relação à origem do par eletrônico compartilhado. A primeira é resultado da interpenetração

de um orbital semipreenchido (com 1 elétron) de um ligante com um orbital semipreenchido

(com 1 elétron) do outro ligante. Já a segunda é resultado da interpenetração de um

orbital preenchido (com dois elétrons) de um ligante com um orbital vazio do outro ligante.

é importante ressaltar para os alunos que uma ligação coordenada pode ser formada com íons.

Um bom exemplo é a formação do gás hidrogênio (H2) por meio dos íons gasosos H+ e H–.

H+(g) + H–

(g) → H2(g)

6. Resolva os Exercícios de Aprendizagem de 02 a 04.

7. Apresente os fatores que influenciam na intensidade das ligações covalentes.

8. Apresente aos alunos o vídeo “Ligações covalentes”. Esse objeto de aprendizagem acompanha

o material Bernoulli Digital e colabora para o entendimento a respeito da formação das

ligações covalentes. Mostre aos alunos que a ligação covalente resulta do compartilhamento

de elétrons entre átomos. Ao longo do vídeo, chame a atenção dos alunos para o modo como os

átomos interagem entre si e podem deslocar a densidade eletrônica. Esse efeito é observado devido à

diferença das eletronegatividades dos átomos envolvidos, fazendo com que a ligação covalente possa

ser apolar, caso as eletronegatividades sejam iguais, ou polar, caso as eletronegatividades sejam

diferentes. Mostre aos alunos que uma ligação covalente sigma (σ) resulta da interação entre dois

orbitais situados no mesmo eixo cartesiano, e uma ligação covalente pi (π) ocorre entre dois orbitais

situados em eixos paralelos, em que a interação se dá lateralmente. Ao final da exibição do vídeo,

proponha a resolução dos exercícios que acompanham o material.

9. Diferencie compostos moleculares de compostos covalentes. Os alunos apresentam dificuldade em

estabelecer essa diferenciação. Por isso, destine mais tempo para abordar esse item.

10. Apresente a definição de ressonância.

11. Apresente as regras práticas para a montagem das fórmulas eletrônicas de Lewis e das fórmulas

estruturais. Para facilitar o seu trabalho no módulo A 08 – Geometria molecular e polaridade de

moléculas –, comece a distribuir os átomos espacialmente de forma correta.



Ligações iônicas versus ligações covalentes:

<http://bit.ly/1ly7ac0> (em inglês)

Ligações polares versus apolares versus iônicas:

<http://bit.ly/1QhTdx3> (em inglês)

Ligação covalente:

<http://bit.ly/1n6Bi0t>

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módulo – a 08

geometria molecular e polaridade das moléculasSequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Para ganhar tempo, explique, primeiramente, o que é uma molécula polar e o que é uma molécula apolar, utilizando exemplos simples.

2. Apresente a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência. Deixe claro para os alunos o seguinte raciocínio:

Maior distância angular entre os pares de elétrons da camada de valência → menor repulsão → maior estabilidade.

3. Utilize modelos ou balões para demonstrar a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência.

4. Apresente todas as geometrias moleculares dando, pelo menos, dois exemplos de cada, evidenciando os ângulos entre as ligações.


6. O simulador “Geometria molecular” é um recurso que certamente facilitará a assimilação do conteúdo pelos alunos. Nesse objeto de aprendizagem, que acompanha o material Bernoulli Digital, o aluno poderá interagir com moléculas ou criar espécies por meio da adição de pares de elétrons no átomo central. Esses pares de elétrons se apresentam como pares de elétrons livres, ou ligações covalentes simples, duplas ou triplas. Chame a atenção dos alunos para como os elétrons estão o mais afastados entre si no espaço, para que a repulsão entre os pares seja praticamente zero.

Introduza também o conceito de geometria molecular e associe essa informação com a forma da molécula e os ângulos entre os pares de elétrons ligantes. Estimule os alunos a explorarem o objeto de aprendizagem, interagindo com as moléculas formadas, movimentando-as em diversas direções. Ao final da interação, solicite a resolução dos exercícios apresentados no material.

7. Depois de apresentar os exemplos, discuta com os alunos a polaridade ou a apolaridade desses exemplos.

8. Quando o exemplo dado for a água, realize o experimento que demonstra a sua polaridade aproximando um filete de água a uma régua eletrizada.

9. Apresente os casos de hibridizações.



<http://bit.ly/1ZvMnEN> (Geometria molecular)

<http://bit.ly/1V1wzZ0> (Geometria molecular)

Polaridade da água – desvio da água por um objeto eletrizado:

<http://bit.ly/1PaUrLt>

módulo – B 05

Estudo físico dos gases iiProfessor, nos últimos anos, a abordagem dos seguintes conteúdos diminuiu na maioria dos vestibulares:

• Misturas gasosas;

• Pressão parcial;

• Fração molar;

• Volume parcial.

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Caso esses conteúdos não façam parte dos programas dos principais vestibulares de interesse dos seus alunos, esses assuntos devem ser ministrados em aula extra, ou excluídos da programação, pois esse módulo é muito extenso e não é aconselhável destinar um tempo muito grande para desenvolver conteúdos que não sejam verdadeiramente relevantes, o que comprometerá sua programação. Contudo, procure trabalhar os conceitos de pressão parcial e fração molar, pois eles serão utilizados nos raciocínios e nos cálculos de Cinética Química e Equilíbrio Químico.

Sequência sugerida para apresentação do conteúdo:

1. Deduza a equação de Clapeyron por meio das Leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac.

2. Retome a definição de CNTP. Apresente os valores de pressão nas CNTP nas convenções antiga e atual.

3. Retome a definição de volume molar.

4. Calcule o valor da constante universal dos gases utilizando os dados da pressão, da temperatura e do volume molar nas CNTP.

5. Ensine aos alunos como calcular o volume molar em outras condições de temperatura e pressão.

6. Utilizando equação de Clapeyron, demonstre a Hipótese de Avogadro.

7. Esclareça aos alunos que, nas mesmas condições de pressão e temperatura, volumes iguais de dois gases apresentam sempre o mesmo número de moléculas, mas apenas apresentarão

• o mesmo número de átomos se as moléculas gasosas forem constituídas do mesmo número de átomos;

• a mesma massa se as massas molares dos dois gases forem iguais.


9. Deduza a expressão da densidade gasosa por meio da equação de Clapeyron.

10. Discuta a dependência da densidade gasosa em relação às grandezas:

• Pressão;

• Temperatura;

• Massa molar.


12. Apresente exemplos de fenômenos cotidianos que são explicados pelas dependências da densidade gasosa discutidas no item anterior, como:

• Funcionamento de geladeiras e de aparelhos de ar-condicionado;

• Funcionamento de balões de São João e de ar quente;

• Funcionamento de balões dirigíveis;

• Fenômeno de inversão térmica.

13. Caso tenha tempo, mostre alguns vídeos sobre densidade gasosa. Seguem alguns links de vídeos interessantes a serem visitados:

<http://bit.ly/1lneuse>

<http://bit.ly/1Srz2Or>

<http://bit.ly/1ndXC96>

<http://bit.ly/239UKdQ>

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14. Explique as principais características de uma mistura gasosa ideal:

• É um sistema homogêneo, ou seja, todas as partículas componentes estão uniformemente distribuídas

pelo volume interno do recipiente que as contém;

• Um gás formador de uma mistura gasosa se comporta independentemente da presença dos demais

componentes, pois não há interações atrativas e / ou repulsivas entre os componentes de uma

mistura gasosa.

15. Apresente os conceitos de pressão parcial e volume parcial.

Professor, os conceitos de pressão parcial e volume parcial estão entre os mais difíceis de serem

assimilados pelos alunos. Muitos sabem a definição, mas não compreendem o significado dessas grandezas.

Um método que surte um bom resultado é o de analisar o comportamento de uma mistura gasosa no

interior de uma seringa, com a extremidade vedada e um êmbolo móvel livre de atrito. Tome como exemplo

uma mistura em que 60% das partículas gasosas sejam do gás A e 40% do gás B.

Para esse sistema

a. explicite que, na situação de equilíbrio, a pressão externa é igual à pressão interna e, por isso,

o êmbolo móvel está parado;

b. apresente a situação de se retirar o gás A com o êmbolo fixo e a temperatura constante.

Se isso ocorrer, a pressão interna diminuirá em 60%, ficando menor do que a pressão externa.

Essa pressão é denominada pressão parcial do gás B e equivale a 40% da pressão que a mistura

exercia;

c. enfatize que a pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerce quando, sozinho, ocupa um

volume igual ao volume ocupado pela mistura gasosa;

d. explicite que a porcentagem do gás B na mistura, 40%, é o que denominamos fração molar do

gás B;

e. esclareça que, se, após a retirada do gás A, liberarmos o êmbolo, este começa a se mover

para dentro, visto que a pressão interna está menor que a pressão externa. Portanto,

o volume ocupado pelo gás B diminui, o que aumenta a sua pressão. Isso ocorrerá até que a

pressão interna exercida, agora apenas pelo gás B, se iguale à pressão externa e o êmbolo volte

a ficar estático. Quando isso ocorrer, o volume ocupado pelo gás B será o volume parcial;

f. enfatize que o volume parcial de um gás é o volume que ele ocupa quando, sozinho,

está submetido a uma pressão igual à pressão a que a mistura gasosa estava submetida;

g. apresente, somente após a análise, as Leis de Dalton e Amagat.


17. Apresente a definição formal de fração molar.

18. Defina efusão e difusão gasosas.


20. Apresente a Lei de Graham.

21. Discuta sobre a Umidade do Ar.


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módulo – B 06

cálculos estequiométricosEsse módulo é muito importante, mas o tempo destinado a ele geralmente é muito curto, e os alunos

apresentam grande dificuldade em compreender o conteúdo abordado. Portanto, monte uma estratégia de ensino que contemple o tempo disponível para esse módulo. Se necessário, explore mais detalhadamente o módulo e mais rapidamente outro.

Uma estratégia que tem funcionado bem é resolver um Exercício de Aprendizagem, na ordem apresentada, e, posteriormente, um Exercício Proposto que contemple o mesmo raciocínio. Dessa forma, o aluno compreenderá melhor cada caso abordado.

Peça para os alunos refazerem todos os Exercícios Resolvidos desse módulo antes de passarem à resolução dos Exercícios Propostos e / ou complementares (caso a sua escola utilize o Caderno Extra).

módulo – B 07

introdução à Termoquímica

Professor, este módulo apresenta menos conteúdos do que o módulo seguinte. Portanto, caso seja necessário algum ajuste no cronograma, você pode destinar menos tempo a este módulo e mais tempo ao próximo.


1. Apresente o conceito de reação química.

2. Apresente os conceitos de universo, sistema e vizinhança. Professor, deixe claro para os alunos que a reação química será, na maioria das vezes, o nosso sistema.

3. Apresente o conceito de energia. Deixe claro para os alunos que existem dois tipos de energia: cinética (associada aos movimentos das partículas) e potencial (associada às interações atrativas e repulsivas entre as partículas).

4. Esclareça aos alunos a relação entre temperatura, grau de agitação das partículas, energia térmica, energia cinética e energia potencial.

5. Apresente o Princípio Zero da Termodinâmica. Não se esqueça de destacar que o sistema apresenta uma parte da energia que pode ser trocada com a vizinhança e que essa energia, se o processo ocorrer sob pressão constante, é denominada entalpia.

6. Caracterize entalpia. Não deixe de explicitar que essa grandeza é uma função de estado.

7. Apresente os conceitos de processos endotérmicos e exotérmicos. Utilize os vídeos “Processos endotérmicos” e “Processos exotérmicos”, disponíveis no material Bernoulli Digital, para facilitar a compreensão dos alunos. Os objetos de aprendizagem demonstram como um sistema se comporta durante um processo exotérmico ou endotérmico, e como o meio ou vizinhança altera a temperatura do sistema, caso não esteja isolado. Chame a atenção dos alunos para as mudanças das energias cinética média, associada aos movimentos das partículas constituintes do sistema; e potencial média, que se baseia nas interações repulsivas ou atrativas entre as partículas, e ajude-os a perceber como isso influencia a temperatura do sistema. Ao final da exibição dos vídeos, solicite que eles resolvam os exercícios propostos.


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9. Uma das principais habilidades exigidas nos vestibulares atuais é a de interpretar os dados que constam em gráficos. Sendo assim, dê atenção especial à análise gráfica dos dados relativos aos processos exotérmicos e endotérmicos.


11. A maioria dos alunos apresenta dificuldade para compreender que os processos exotérmicos aumentam a temperatura do sistema e da vizinhança. Isso se deve ao fato de pensarem, erroneamente, que um processo exotérmico aumenta a temperatura da vizinhança e diminui a temperatura do sistema, já que há liberação de energia térmica. Deixe claro para os alunos que durante um processo exotérmico ocorre uma diminuição de energia potencial e, consequentemente, um aumento de energia cinética do sistema,

o que leva a um aumento de temperatura deste. A temperatura do sistema fica maior que a do meio e ocorre uma transferência de calor do sistema para o meio, até que seja atingido um equilíbrio térmico. O vídeo “Processos exotérmicos”, disponível no material Bernoulli Digital, certamente contribuirá para melhor compreensão.

12. Faça uma análise energética análoga à anterior para uma reação endotérmica.


Dissolução endotérmica:

<http://bit.ly/239UM5t>

Reação fortemente endotérmica:

<http://bit.ly/1OAyoIs>

módulo – B 08

calores de reação e energia de ligaçãoProfessor, esse módulo é muito extenso e de fundamental importância para a compreensão de vários

processos químicos, além de ser bastante cobrado em vestibulares. Apesar disso, tome cuidado para não comprometer sua programação dedicando muito tempo ao estudo desse módulo.

O conteúdo desse módulo menos cobrado em vestibulares é energia de ligação. Caso esse conteúdo não faça parte dos programas dos principais vestibulares de interesse de seus alunos, ministre-o em aula extra ou exclua-o da programação.


1. Apresente a definição de calor de reação.

2. Apresente a definição de combustão.

a. Muitos alunos se confundem e acham que toda reação que apresenta O2(g) como reagente é uma reação de combustão. Entretanto, reação de combustão é uma reação de oxirredução exotérmica, suficientemente rápida para produzir e para alimentar uma chama, visível ou não.

Diante disso, algumas reações que apresentam o O2(g) como reagente não são reações de combustão, pois são endotérmicas, por exemplo:

N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = +180,5 kJ.mol–1

b. Diferencie combustão completa de combustão incompleta.

3. Apresente a definição de calor molar padrão de combustão.

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4. Detalhe o significado das palavras:

a. Calor;

b. Molar;

c. Padrão.


6. Apresente a definição de calor molar padrão de formação.

7. Discuta com os alunos a impossibilidade de medirmos a entalpia das substâncias. Deixe claro que o que podemos medir é a variação de entalpia e que, para tal, é necessário utilizar a convenção de que algumas substâncias apresentam entalpia igual a zero em determinadas condições.

8. Apresente as substâncias que têm entalpia igual a zero. Alguns alunos se confundem e acham que, se um mol de uma substância apresenta calor de formação igual a zero, o conteúdo energético desse sistema também será igual a zero. Atenção! Esclareça aos seus alunos que esse sistema possui uma energia interna (energia cinética + potencial) diferente de zero, mas, por convenção, sua entalpia de formação é zero.

9. Faça um treinamento com os alunos, montando as equações termoquímicas de formação de várias substâncias compostas, por exemplo: H2SO4(l), NaCN(s), Ca3(PO4)2(s).

10. Apresente os fatores que alteram o calor de uma reação.

11. Apresente o raciocínio utilizado para calcular o calor de uma reação com base nos calores molares padrões de formação das substâncias reagentes e produtos.


13. Defina energia de ligação.

14. Apresente o raciocínio utilizado para calcular o calor de uma reação com base nas energias de ligação. Deixe claro para os alunos que esse raciocínio só pode ser utilizado se todos os reagentes e produtos estiverem em fase gasosa.

15. Discuta a intensidade e a estabilidade das ligações, com base nos valores de energia de ligação.

16. Se o nível de aprofundamento da aula for elevado, discuta o fato de que o cálculo do calor de reação, utilizando as energias de ligação, é uma aproximação do valor do calor de reação medido experimentalmente, uma vez que não leva em consideração interações entre as espécies químicas, nem os fenômenos indutivos dos grupos vizinhos ao par de átomos ligados, sendo apenas um valor médio.


18. Revise com os alunos a Lei de Hess. Deixe claro que a entalpia é uma função de estado.

19. Um recurso interessante para demonstrar a Lei de Hess é a utilização do gráfico de patamares. Faça três patamares e coloque a água gasosa no patamar mais alto, de maior entalpia, a água líquida no patamar intermediário e a água sólida no patamar mais baixo. Solicite aos alunos que representem o ΔH de fusão (ΔH1), o ΔH de vaporização (ΔH2) e o ΔH de sublimação (ΔH3):

HH2O(g)

H2O(�)

∆H2

∆H1

∆H3 = ∆H1 + ∆H2

H2O(s)

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Mostre a eles que, independentemente do caminho escolhido, para partirmos do sólido e chegarmos ao

gasoso, passando pelo estado líquido (caminho 1) ou não (caminho 2), teremos o mesmo valor de ΔH:

Caminho 1: H2O(s) → H2O(l) → H2O(g) ΔH = ΔH1 + ΔH2

Caminho 2: H2O(s) → H2O(g) ΔH3

Graficamente: ΔH1 + ΔH2 = ΔH3

Assim, você demonstra que, numericamente, o ΔH de um processo independe do caminho escolhido

para a sua realização.

Esse é o momento para enunciar a Lei de Hess: quando um processo ocorre em etapas, seu ΔH é

igual à soma dos ΔH das respectivas etapas.

20. Apresente o raciocínio utilizado para calcular o calor de uma reação por meio da aplicação da

Lei de Hess.

21. Mostre que a Lei de Hess nos permite calcular o calor de algumas reações que não ocorrem com

facilidade e de outras que são impossíveis de ocorrerem em condições ambiente. Isso também é válido

para processos físicos, como a sublimação da água a 0 °C e 1 atm, por exemplo, que não ocorre

nessas condições. No entanto, a fusão e a vaporização ocorrem em tais condições. Como demonstrado

no item 18, utilizando os calores de fusão e de vaporização, podemos obter o calor de sublimação da

água sem a necessidade de realizar o experimento).


módulo – c 05

Ácidos, sais carboxílicos e ésteresSequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Apresente o grupo funcional dos ácidos carboxílicos.

2. Apresente as regras de nomenclatura para os ácidos carboxílicos.


4. Apresente o caráter ácido dos ácidos carboxílicos. Não se esqueça de comparar a acidez entre ácidos

carboxílicos, álcoois e fenóis.

5. Apresente a reação de neutralização e os sais orgânicos formados.

6. Apresente as regras de nomenclatura para os sais de ácidos carboxílicos.


8. Apresente o grupo funcional dos ésteres.

9. Apresente as regras de nomenclatura para os ésteres.

10. Apresente a reação de esterificação.


12. Dê atenção maior às reações de transesterificação, pois elas têm sido cobradas em vários vestibulares.

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módulo – c 06

aminas, amidas e outras funções orgânicasSequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Apresente o grupo funcional das aminas.

2. Apresente as classificações das aminas.

3. Apresente as regras de nomenclatura para as aminas.

4. Apresente o caráter básico das aminas.

5. Apresente o grupo funcional das amidas.

6. Apresente as classificações das amidas.

7. Apresente as regras de nomenclatura para as amidas.


9. Para colégios e cursos pré-vestibulares, cujos vestibulares de interesse dos alunos não contemplem

os conteúdos cloretos de ácidos, anidridos, nitrocompostos, isonitrilas, nitrilas, tioéteres e tioálcoois,

sugere-se a supressão de tais conteúdos. Caso essa não seja a sua realidade, professor, apresente

os grupos funcionais e, em sequência, a nomenclatura de todas essas funções. Depois de concluída

essa etapa, resolva os Exercícios de Aprendizagem de 04 a 06.

módulo – c 07

isomeriaProfessor, esse módulo é muito extenso. Tome cuidado para não comprometer sua programação.

Em todos os tipos de isomeria, apresente exemplos para facilitar o entendimento. Utilize modelos para

facilitar a visualização das diferenças entre os isômeros.

Para colégios e cursos pré-vestibulares, cujos vestibulares de interesse dos alunos não contemplem

o conteúdo isomeria óptica, recomendamos que eles sejam ministrados em aula extra ou excluídos da

programação.


1. Apresente a definição de isomeria e isômeros.

2. Apresente a definição de isomeria plana.

3. Apresente a definição de isomeria plana de função.

4. Apresente a definição de isomeria plana de cadeia.

5. Apresente a definição de isomeria plana de posição.


7. Apresente a definição de isomeria plana de compensação.

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8. Apresente a definição de isomeria plana de tautomeria.


10. Defina isomeria espacial cis-trans.

11. Apresente exemplos de isômeros cis-trans que apresentam dupla-ligação.

12. Apresente exemplos de isômeros cis-trans que apresentam cadeia cíclica.

13. Com a utilização de modelos, demonstre que não há a possibilidade de interconverter os isômeros cis em trans por rotação livre.

14. Conceitue luz plano-polarizada.

15. Apresente o conceito de substâncias opticamente ativas e inativas.

16. Apresente o conceito de isômeros ópticos. Utilize modelos para facilitar a visualização das diferenças entre os isômeros.


18. Apresente o conceito de enantiômeros.

19. Apresente o conceito de mistura racêmica. Explique o mecanismo que torna essa mistura opticamente inativa.

20. Apresente as características que as espécies químicas devem possuir para apresentarem atividade óptica.

21. Relembre o conceito de carbono assimétrico.

22. Utilize o vídeo “Isomeria Óptica” disponível no material Bernoulli Digital para apresentar o conteúdo

aos alunos. Esse objeto de aprendizagem apresenta recursos visuais que permitem ao aluno

compreender como moléculas que apresentam um carbono com quatro ligantes diferentes, chamado

estereocentro, apresenta imagens especulares não sobreponíveis. Moléculas que têm estereocentro,

ao serem atravessadas por uma luz polarizada, apresentam a propriedade de desviar o seu plano de

vibração. Quando o plano de luz polarizada for desviado para a esquerda, as espécies são classificadas

como levogiras, e, quando desviam o plano de luz polarizada para a direita, as espécies são classificadas

como dextrogiras. Chame a atenção dos alunos ao explicar sobre misturas racêmicas e suas

propriedades, que são de extrema importância para a área farmacêutica. Explique também que, ao

manipular as condições reacionais, a proporção de formação das espécies levogiras e dextrogiras é

alterada, de forma a favorecer a formação de uma das espécies. Ao final do vídeo, proponha a resolução

dos exercícios que o acompanham.

23. Apresente a representação de Fischer. Dê exemplos de fórmulas estruturais e construa a sua

representação de Fischer. Para facilitar a visualização tridimensional dos alunos, utilize modelos.

24. Discuta os casos de isomeria óptica em compostos que apresentam um carbono assimétrico

por molécula.

25. Discuta os casos de isomeria óptica em compostos que apresentam dois carbonos assimétricos

diferentes por molécula.

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26. Apresente o conceito de diastereoisômeros.

27. Discuta os casos de isomeria óptica em compostos que apresentam dois carbonos assimétricos iguais

por molécula.

28. Apresente o conceito de mesômero. Explique o mecanismo que torna essas moléculas

opticamente inativas.

29. Discuta os casos de isômeros ópticos que não apresentam carbonos assimétricos. Apresente exemplos para dar mais segurança aos alunos na hora de identificar esse tipo de substância.

30. Discuta as diferenças e as semelhanças entre as propriedades físicas e químicas dos isômeros ópticos. Dê destaque às diferenças metabólicas entre isômeros d e l.


módulo – c 08

Propriedades físicas dos compostos orgânicosSequência sugerida para apresentação dos conteúdos:

1. Apresente a ideia de que os fenômenos de fusão e de ebulição ocorrem com o enfraquecimento e com a ruptura de interações intermoleculares e que, quanto mais intensas e numerosas elas forem, maiores serão as temperaturas de fusão e de ebulição.

2. Apresente os fatores que interferem nas temperaturas de fusão e de ebulição:

a. Intensidade das interações intermoleculares;

b. Tamanho da cadeia carbônica;

c. Presença de ramificação;

d. Polarizabilidade;

e. Formação de interações intramoleculares.

3. Não deixe de destacar que, além dos fatores anteriores, a densidade do empacotamento das partículas, em uma rede sólida, interfere na temperatura de fusão de uma amostra.

4. Apresente o conceito de volatilidade.

5. Deixe claro que, quanto menos intensas e numerosas forem as interações intermoleculares, maior será a volatilidade de um determinado composto.


7. Apresente os fatores que interferem na solubilidade, em água, dos principais tipos de compostos orgânicos. Esse item deve ser trabalhado de acordo com sua realidade, de forma mais ou menos aprofundada. Cuidado com a apresentação da regra de solubilidade: semelhante dissolve semelhante. Essa regra apresenta várias exceções, por exemplo, o oxigênio gasoso é apolar e é solúvel em água.

8. Apresente as definições de sabão e de detergente, suas diferenças e similaridades.

9. Explique o fenômeno de remoção da sujeira a partir da ação de sabões e de detergentes.


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COMENTárIO E rEsOLuçãO dE QuEsTõEs

módulo – a 05

Propriedades periódicas

Exercícios de aprendizagem

Questão 01 – Letra DComentário: Os elétrons mais externos de um átomo são menos sujeitos à atração do núcleo positivo. Por isso, requerem menos energia para sua remoção do átomo do que os elétrons mais internos. Pela análise do gráfico, percebe-se que a energia necessária para retirar um elétron do átomo do metal considerado é sempre maior que a gasta para retirar o elétron anterior. Isso acontece porque, com a retirada de um elétron, a força de atração entre o núcleo e os elétrons restantes aumenta, sendo mais difícil a remoção de um segundo elétron. Pode-se observar também que a quarta energia de ionização é muito maior que a terceira, o que se explica pelo fato de o quarto elétron se encontrar em um nível de energia mais interno que os três anteriores, estando, dessa forma, mais sujeito à ação do núcleo. Conclui-se, portanto, que os átomos do metal considerado possuem três elétrons de valência, e, como pertence ao terceiro período da tabela periódica, o gráfico se refere ao metal alumínio, cuja configuração eletrônica é dada por 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. Assim, a alternativa C está correta, e a D, incorreta.

Entre os elementos de um mesmo período, os metais são aqueles que apresentam os maiores raios e as menores afinidades eletrônicas. Logo, as alternativas A e B estão corretas.

Questão 02 – Letra CComentário: Um átomo e seu respectivo cátion possuem, em comum, a mesma carga nuclear. Porém, como têm quantidades diferentes de elétrons, o raio do cátion é menor que o raio do átomo. Como consequência, possuem diferentes energias de ionização e diferentes propriedades químicas.

Questão 03 – Letra BComentário: De forma geral, os elementos de maiores raios são aqueles que apresentam as menores eletronegatividades e as menores energias de ionização, o que facilita a retirada de elétrons.

Questão 04 – Letra DComentário: Para todos os elementos representados, a quantidade de elétrons é igual à quantidade de prótons, pois são todos neutros. Os elementos X, Y, Z e W são identificados como:

X (Z = 18): ArY (Z = 19): KZ (Z = 17): ClW (Z = 12): Mg

Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. O argônio apresenta o menor raio atômico; logo, apresenta a maior energia de ionização entre os átomos representados.

B) Correta. O magnésio está localizado na coluna 2 (família IIA), sendo classificado como um metal alcalinoterroso.

C) Correta. Nas condições normais de temperatura e pressão, o potássio possui todas as propriedades que caracterizam um metal, tais como: boa condutividade elétrica e térmica, maleabilidade, ductibilidade e brilho característico.

D) Incorreta. A eletronegatividade de um elemento é tanto menor quanto maior for o seu raio atômico. Sendo o potássio o elemento de maior raio entre os representados, ele possui a menor eletronegatividade. O argônio possui o menor raio, porém não se define eletronegatividade para um gás nobre, já que este se encontra isolado na natureza. Portanto, o cloro é o elemento mais eletronegativo.

Questão 05 – Letra BComentário: Para átomos de elementos que se encontram no mesmo período, o raio cresce com a diminuição do número atômico, enquanto a energia de ionização e a eletronegatividade diminuem e a eletropositividade aumenta. Logo, as alternativas A, D e E estão incorretas.

Para átomos de elementos de um mesmo grupo, o raio aumenta com o número atômico, ou seja, com o aumento do número de níveis de energia ocupados por elétrons. Assim, a alternativa B está correta, e a C, incorreta.

Questão 06 – Letra EComentário: Nos períodos da tabela periódica, a densidade aumenta das extremidades para o centro, devido à diminuição do volume atômico. Portanto, entre os elementos Fr, Po, Hg, Pb e Os, o ósmio é aquele que apresenta a maior densidade por estar situado no centro da tabela.

Exercícios Propostos

Questão 01 – Letra BComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

A) Correta. O bário se encontra na coluna 2 (família IIA) e é classificado como metal alcalinoterroso.

B) Incorreta. Uma espécie química com a mesma quantidade de prótons e elétrons é eletricamente neutra. O íon Ba2+ apresenta 56 prótons e 54 elétrons.

C) Correta. O Ba2+ possui 1 nível eletrônico a mais que o Sr2+, o que confere ao Ba2+ maior raio iônico.

D) Correta. A carga bivalente do cátion de bário é resultado da perda de 2 elétrons pelo átomo neutro de bário.

E) Correta. Quando um átomo neutro de bário transforma-se no cátion Ba2+, ele perde 2 elétrons, e o seu núcleo atrai mais fortemente a eletrosfera, diminuindo o raio.

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Questão 02 – Letra CComentário: Os elementos representados na tabela são: A = S, B = Mg, C = F, D = K e E = Li. O raio atômico é uma

propriedade periódica que aumenta conforme o aumento do

número atômico dos elementos de um mesmo grupo ou família;

e que aumenta conforme a diminuição do número atômico dos

elementos localizados no mesmo período. Analisando os elementos

citados, o átomo de F é o que possui menor raio atômico, pois está

localizado no segundo período da tabela periódica e possui o maior

número atômico dentre os demais elementos correspondentes

que estão localizados no mesmo período.

Questão 03 – Letra DComentário: Para remover do 1º ao 5º elétrons do átomo de nitrogênio, há a exigência de uma quantidade de energia

crescente. Isso se deve ao fato de os elétrons estarem cada

vez mais próximos do núcleo, que apresenta carga positiva

“constante”, atraindo os elétrons restantes mais intensamente.

A diferença de energia de ionização do 5º para o 6º elétron é

muito maior que a diferença de energia de ionização do 4º para

o 5º elétron. Isso ocorre devido ao fato de o 6º elétron estar

em um nível mais próximo do núcleo (menos energético) que

o 5º elétron, fazendo com que o núcleo exerça maior força de

atração sobre esse elétron, necessitando de uma energia muito

maior que aquela para remover o elétron anterior.

Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma

das alternativas.

A) Incorreta. O nível eletrônico mais externo tem cinco elétrons.

B) Incorreta. O 7º elétron é o mais difícil de ser removido.

C) Incorreta. O processo representa a energia de ionização do

6º elétron.

D) Correta. Os cinco elétrons mais externos possuem maiores

energias que os dois mais internos, pois estão localizados

em um nível de energia mais externo.

E) Incorreta. O último elétron necessita de 700 eV para ser

retirado do átomo. Portanto, para retirar os demais elétrons,

será necessária uma quantidade de energia maior que

700 eV.

Questão 04 – Letra CComentário: Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso.

Essa energia é tanto maior quanto mais próximo o elétron se

encontra do núcleo, em virtude da maior atração coulombiana

que está sendo exercida sobre ele. Quando se retira um elétron

do átomo, ocorre a diminuição do raio iônico, pois o núcleo,

com sua carga constante, atrai os elétrons restantes com

mais intensidade. Assim, para retirar o segundo elétron,

é necessário fornecer mais energia que aquela para retirar

o primeiro. As sucessivas energias de ionização de um átomo

são crescentes.

Questão 05 – Letra CComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos

cada uma das proposições.

A) Correta. Quando o sódio perde 1 elétron e se transforma em

Na+, seu núcleo atrai mais fortemente os elétrons restantes,

diminuindo o raio.

B) Correta. Na+ e Mg2+ possuem a mesma quantidade de

elétrons, porém o Mg2+ possui maior carga nuclear, fazendo

com que seu raio seja menor que o do sódio.

C) Incorreta. O elétron mais externo no magnésio é mais

fortemente atraído que o elétron mais externo no

sódio, devido à diferença de carga nuclear. Portanto,

o primeiro potencial de ionização do magnésio é maior que

o primeiro potencial de ionização do sódio.

D) Correta. A segunda energia de ionização é sempre maior

que a primeira, pois, ao remover o primeiro elétron, a força

de atração do núcleo sobre os elétrons restantes aumenta,

fazendo com que seja necessário um gasto maior de energia

para remover o elétron seguinte.

Questão 06 – Letra BComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos

cada uma das afirmativas.

I. Correta. A energia de ionização é definida como a energia

mínima necessária para a retirada de um elétron de um

átomo neutro e no estado gasoso. A primeira energia

de ionização é referente à retirada do primeiro elétron

do átomo.

II. Incorreta. A energia de ionização é menor quanto maior

for o raio atômico de um elemento químico, devido às

interações núcleo-elétron que são menos intensas. Pelo fato

de apresentar maior raio atômico, a energia de ionização

do sódio é menor que a energia de ionização do magnésio.

III. Incorreta. O raio atômico cresce de acordo com o número

atômico apenas quando se comparam os átomos dos

elementos de uma mesma família.

IV. Correta. A segunda energia de ionização de qualquer átomo

é sempre maior que a primeira. Com a retirada do primeiro

elétron, a atração núcleo-elétron aumenta pelo fato de os

demais elétrons estarem cada vez mais próximos do núcleo.

Questão 07 – Letra AComentário: O raio atômico aumenta de cima para baixo

e da direita para a esquerda de quem lê a tabela periódica,

enquanto a energia de ionização aumenta de baixo para cima e

da esquerda para direita de quem lê a tabela. Com isso, deve-se

encontrar a posição das opções e verificar essas características,

já que o fato de os elementos pertencerem ao mesmo período

facilita a resolução da questão.

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Questão 08 – Letra BComentário: De acordo com a tendência geral, em um mesmo período, quanto maior o número atômico, maior é a energia de ionização, pois os elétrons estão mais fortemente atraídos pelos núcleos atômicos e necessitam de mais energia para que ocorra a ionização. Contudo, verifica-se que, para os elementos nitrogênio e oxigênio, ambos do segundo período da classificação periódica, o nitrogênio, cujo número atômico é 7, possui 1ª energia de ionização maior que a do oxigênio, cujo número atômico é 8. Isso ocorre porque, no nitrogênio, o subnível mais externo encontra-se semipreenchido, o que confere grande simetria e maior estabilidade, ao passo que o oxigênio apresenta 2 elétrons no mesmo orbital e dois elétrons desemparelhados nos dois outros orbitais, o que implica menor simetria, maior repulsão intereletrônica e, consequentemente, menor estabilidade. Assim, a energia requerida para remover um elétron do oxigênio é menor que a verificada para o nitrogênio.

Questão 09 – Letra CComentário: Como são elementos, partimos da premissa de que não possuem carga e, com isso, temos que somar os elétrons das distribuições eletrônicas para identificar cada um. Iremos descobrir que A = Na, B = Mg e C = K. Com isso, temos que a única alternativa incorreta é a letra C, pois B tem maior potencial de ionização que C.

Questão 10 – Letra CComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. Os metais apresentam menores cargas nucleares efetivas sobre os elétrons de valência. Assim, apresentarão maiores tamanhos.

B) Incorreta. Como os metais apresentam menores cargas nucleares efetivas sobre os elétrons de valência, eles exercerão menor atração por elétrons em ligações químicas. Logo, exibem menor eletronegatividade.

C) Correta. O caráter metálico se relaciona com a facilidade de uma espécie em perder elétrons. Esse caráter é tanto mais acentuado quanto menor for o número de elétrons de valência.

D) Incorreta. Como os metais apresentam menores cargas nucleares efetivas sobre os elétrons de valência, eles perderão elétrons mais facilmente, apresentando, portanto, baixos valores de energia de ionização.

Questão 11 – Letra DComentário: Os metais mais reativos são aqueles que mais facilmente sofrem ionização, estando localizados à esquerda do quadro periódico. Esses elementos possuem grandes raios, devido à baixa carga nuclear, se comparados aos outros elementos do mesmo período. Consequentemente, possuem baixos potenciais de ionização e baixas eletronegatividades.

Questão 12 – Letra CComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.A) Correta. O ferro possui maior tendência em atrair elétrons

em uma ligação química do que o sódio, devido à sua maior carga nuclear efetiva.

B) Correta. Os metais alcalinos perdem 1 elétron para atingir o octeto de valência, possuindo NOx = +1.

C) Incorreta. Em um mesmo período da tabela periódica, quanto menor o número atômico de um elemento, maior será o seu raio atômico, devido à menor atração exercida pelo núcleo à eletrosfera. Portanto, o potássio possui maior raio atômico que o ferro.

D) Correta. O rubídio possui mais níveis eletrônicos que o ferro; logo, o raio atômico do ferro é menor que o do rubídio.

Questão 13 – Letra AComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. Dentre os elementos B, Al C e Si, o alumínio é o único classificado como metal. Portanto, é o que possui maior caráter metálico.

B) Incorreta. O alumínio apresenta maior raio atômico, por apresentar maior número atômico que o Si e por estar localizado na tabela periódica em um período a mais que os elementos B e C.

C) Incorreta. O carbono é o elemento mais eletronegativo, devido ao seu menor raio atômico, que possibilita a atração de elétrons em uma ligação química pelo núcleo do átomo.

D) Incorreta. O carbono apresenta maior energia de ionização, pois possui menor raio atômico e atrai mais fortemente seus elétrons de valência.

Questão 14 – Letra CComentário: O potencial de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. Os valores da energia de ionização aumentam à medida que os elétrons são retirados da espécie química, visto que aumenta a atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons. Portanto, a ordem correta dos valores de energia de ionização são: 578 kJ, 1 820 kJ e 2 750 kJ.

Seção Enem

Questão 01 – Letra CEixo cognitivo: II

Competência de área: 7

Habilidade: 24

Comentário: Para o processo mencionado, os átomos de flúor devem atrair intensamente os elétrons do nível de valência dos átomos de xenônio. A propriedade do flúor que justifica esse processo é a eletronegatividade.

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Questão 02 – Letra CEixo cognitivo: III


Habilidade: 26

Comentário: A interferência dos íons Cd2+ nos processos biológicos acontece quando há a competição destes com outros íons que possuem características semelhantes. A carga do íon é um fator importante na determinação de sua toxicidade, pois as interações químicas desses íons com os sítios de enzimas que participam de processos metabólicos, por exemplo, são diretamente influenciadas pela carga. Além disso, um íon de raio grande não interfere com eficácia em processos bioquímicos que ocorrem com a presença de íons pequenos. Assim, para que a interferência dos íons Cd2+ nos processos biológicos seja eficaz, é necessário que esses íons apresentem carga e raio semelhantes a de outros íons que atuam em processos biológicos. Um exemplo seria a substituição dos íons Ca2+ pelos íons Cd2+, uma vez que as cargas desses dois íons são iguais e os raios iônicos têm valores muito próximos [ r(Ca2+) = 100 pm e r(Cd2+) = 103 pm], o que provocaria uma doença nos ossos.

Questão 03 – Letra CEixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: A eletronegatividade é uma propriedade dos átomos dos elementos químicos. A bauxita é um minério de alumínio cujo principal componente é o Al2O3 e, portanto, não apresenta eletronegatividade.

módulo – a 06

ligações iônicas e metálicas


Questão 01 – Letra DComentário: Quando dois íons estão isolados (situação 1), praticamente não existe interação entre eles. À medida que se aproximam, passam a atuar, entre eles, forças de atração e de repulsão (situação 2). A predominância das forças de atração faz com que os íons se aproximem cada vez mais, diminuindo a energia do sistema, até alcançarem uma distância em que a energia é mínima (situação 3). Nessa situação, há um equilíbrio entre as forças de atração e de repulsão. Na situação 3, a distância entre os núcleos dos dois íons (distância x) é chamada de comprimento de ligação. Uma maior aproximação entre os íons (situação 4) provocará um aumento da energia do sistema, com consequente diminuição da estabilidade, pois as interações repulsivas crescem mais do que as interações atrativas.

Questão 02 – Letra CComentário: A etapa V corresponde à afinidade eletrônica do cloro, sendo, portanto, a energia liberada pelo cloro ao receber o elétron. A etapa VI também é exotérmica e se refere, em módulo, à entalpia de rede do cloreto de cálcio. Como os processos V e VI ocorrem com liberação de energia, a alternativa A está correta.

As etapas II e III são endotérmicas, pois se referem à energia que deve ser fornecida para afastar o elétron mais externo do átomo – correspondem, respectivamente, à primeira e segunda energias de ionização do cálcio. Logo, a alternativa B está correta e a alternativa C está incorreta.

Na etapa I, ocorre sublimação do cálcio, um processo endotérmico, uma vez que envolve a ruptura de interações atrativas. Diante disso, podemos concluir que o processo IV também ocorre com absorção de energia, pois envolve a ruptura da ligação covalente entre os átomos de cloro. Portanto, a alternativa D está correta.

Questão 03 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Verdadeira. O elemento magnésio (Mg) apresenta dois elétrons de valência. Pela regra do octeto, esse átomo deve doar dois elétrons para formar um cátion de carga +2. O elemento flúor (F) apresenta sete elétrons em sua camada mais externa e, de acordo com a regra do octeto, deve receber um elétron para formar um ânion de carga –1. Dessa forma, para que ocorra a neutralidade das cargas, é preciso uma proporção de dois átomos de flúor para cada átomo de magnésio e a fórmula do composto iônico formado deve ser MgF2.

B) Verdadeira. A espécie química MgF2 é formada por um átomo metálico de baixa energia de ionização e um átomo não metálico muito eletronegativo. Assim, há a formação de cátions e ânions que interagem entre sim e originam o cristal iônico. Essas interações são muito fortes, o que justifica a alta temperatura de fusão desse composto e, consequentemente, o seu estado sólido nas condições ambiente. Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade quando fundidos ou quando dissolvidos em água, pois, nessas situações, o retículo cristalino é desfeito e os íons adquirem mobilidade, transportando a carga elétrica.

C) Verdadeira. A estabilidade geral de um composto iônico deve ser medida quantitativamente pela sua energia de rede, de forma que um alto valor da energia de rede é responsável pelo caráter iônico de uma substância.

D) Falsa. O horário 8h55min ocorre quando, no relógio, o ponteiro pequeno está apontado para o F e o grande para o Na. O elemento sódio (Na) apresenta um elétron de valência. Pela regra do octeto, esse átomo deve doar um elétron para formar um cátion de carga +1. O elemento flúor (F) apresenta sete elétrons em sua camada mais externa e, de acordo com a regra do octeto, deve receber um elétron para formar um ânion de carga –1.

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Dessa forma, para que ocorra a neutralidade das cargas, é preciso uma proporção de um átomo de flúor para cada átomo de sódio e a fórmula do composto iônico formado deve ser NaF.

Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes, maior será a tendência em formar cátions e ânions e, portanto, maior é o caráter iônico da ligação. De uma forma geral, os metais alcalinos, como o elemento sódio, são os de menor eletronegatividade, e os halogênios, como o elemento flúor, são os de maior. Assim, o composto NaF exibe maior caráter iônico que o composto MgF2, já que a eletronegatividade do magnésio é maior que a do sódio.

Questão 04 – Letra CComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

A) Incorreta. O composto formado pelos elementos rádio e urânio é uma liga metálica. Dessa forma, não é possível estabelecer a fórmula química da liga em questão, e sim o estudo da porcentagem de cada um dos elementos que a compõe.

B) Incorreta. Quantum é a quantidade mínima de energia que é susceptível de transmissão através de um comprimento de onda. Diz respeito também ao menor valor que pode adquirir uma grandeza no âmbito de um sistema físico ao modificar o seu estado.

C) Correta. A fórmula química do composto iônico formado pelo halogênio mais eletronegativo, o flúor, e o metal alcalinoterroso citado no trecho da canção, o rádio, é RaF2.

D) Incorreta. O urânio é um metal de transição da família dos actinídios, pois está localizado no 7º período da tabela periódica.

Questão 05 – Letra BComentário: A figura I representa um sólido metálico, em que cátions do metal estão mergulhados em uma nuvem de elétrons deslocalizados. A presença desses elétrons livres explica a boa condutividade elétrica dos metais, mesmo quando sólidos.

Já a figura II representa um sólido iônico que possui um retículo cristalino formado por cátions e ânions mantidos em posições relativamente fixas por forças eletrostáticas de natureza coulombiana e de caráter não direcional, em que podem executar apenas movimentos vibracionais. Quando o sólido iônico sofre fusão, o retículo cristalino é desfeito, e os íons passam a executar movimentos translacionais de curto alcance. Isso explica por que as substâncias iônicas conduzem eletricidade somente no estado líquido, ou quando estão dissolvidas.

Questão 06 – Letra DComentário: As substâncias iônicas não são capazes de conduzir eletricidade no estado sólido, mas, quando fundidas, tornam-se boas condutoras. Assim, a substância A é iônica.

Já as substâncias metálicas são boas condutoras tanto no estado sólido quanto no estado líquido. Logo, a substância C é metálica.

As substâncias moleculares não conduzem eletricidade nem no estado sólido nem no estado líquido, já que não possuem partículas eletricamente carregadas com mobilidade suficiente para transportar carga elétrica em nenhuma das condições citadas. Logo, a substância B é molecular.


Questão 01 – Letra CComentário: Para resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. A sublimação do potássio corresponde no diagrama ao segundo e terceiro patamares em que somente o potássio passa do estado sólido para o estado gasoso. Essa transformação ocorre com absorção de 89 kJ.mol–1, que é denominada entalpia de sublimação do potássio.

B) Correta. A energia necessária para romper a ligação covalente existente entre os átomos de cloro é de 122 kJ para meio mol de gás cloro. Logo, a entalpia de ligação do cloro diatômico é 244 kJ.mol–1.

C) Incorreta. A variação de entalpia envolvida na formação de um mol de um composto a partir de substâncias simples no estado padrão é denominada entalpia de formação. Para o cloreto de potássio, a reação a ser considerada para determinação da entalpia de formação é a seguinte:

K(s) + 12 Cl2(g) → KCl(s)

Assim, a entalpia de formação desse composto é 437 kJ.mol–1, conforme mostra a diferença entre o primeiro e segundo patamares.

D) Correta. A energia absorvida no processo de ionização do átomo de potássio no estado gasoso, ou seja, a energia para retirar o elétron de valência do potássio no estado gasoso é a energia de ionização. Para esse elemento, a energia absorvida nesse processo é de 418 kJ.mol–1.

E) Correta. A reação do potássio metálico e do gás cloro para formação do cloreto de potássio é exotérmica, pois ocorre com liberação de 437 kJ.mol–1 de energia.

Questão 02 – Letra DComentário: Os sólidos iônicos são formados por redes cristalinas mantidas por forças de natureza eletrostática entre cátions e ânions. As interações coesivas no cristal são consideravelmente fortes, o que acarreta altas temperaturas de fusão. Portanto, a alternativa A está correta.

A condutividade elétrica depende da mobilidade de espécies dotadas de carga. Apesar de o sólido iônico apresentar essas espécies, os íons não possuem mobilidade na rede cristalina, o que faz com que as substâncias iônicas sejam isolantes elétricos e térmicos no estado sólido. No entanto, quando no estado líquido ou em solução, os íons possuem mobilidade, e a substância iônica passa a conduzir corrente elétrica. Logo, as alternativas B e C estão corretas.

A alternativa D está incorreta, pois nem todos os sólidos iônicos são solúveis em água. Isso se deve ao fato de certos compostos iônicos possuírem um valor de entalpia de rede tão elevado em relação à entalpia de dissolução em água, que o processo se torna termodinamicamente desfavorável.

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QU

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A

Questão 03 – Letra AComentário: A etapa de dissociação do cristal ocorre com o rompimento das forças eletrostáticas atrativas entre os íons, bem como acontece com a sublimação desse cristal. Dessa forma, pode-se concluir que a etapa I é endotérmica. Já a etapa de solvatação corresponde à formação de interações íon-dipolo com as moléculas de água. Portanto, a etapa II é exotérmica. Uma observação interessante sobre essas interações é que a intensidade da interação entre o ânion cloreto e a molécula de água é comparável à ligação de hidrogênio. Entretanto, o mesmo não se verifica no caso do ânion sódio.

Questão 04Comentário:A) Ao analisarmos a estrutura do cátion, percebemos que

esta contém um anel aromático com uma cadeia carbônica lateral. Essa cadeia carbônica, de caráter apolar, permite a interação entre o líquido iônico e um soluto apolar.

B) Os íons do líquido iônico são relativamente grandes, o que enfraquece bastante as forças eletrostáticas atrativas – que dependem inversamente do quadrado da distância entre as cargas. Além disso, são íons monovalentes, de forma que uma pequena carga é distribuída em um volume muito grande. Dessa forma, as interações não são suficientemente fortes para manter a coesão de um cristal. Assim, a substância se apresenta no estado líquido.

Questão 05 – Letra BComentário: Os átomos formadores das espécies químicas O3, NH3, HCN e CO2 são classificados como não metais, isto é, que possuem altas energias de ionização e que não costumam formar cátions. Segundo Lewis, nessas espécies cada átomo é ligado por um par de elétrons compartilhado, o que configura a ligação covalente.

As espécies químicas KNO3 e Ca(OH)2 são compostos formados tanto por ligações iônicas quanto por ligações covalentes. Os cátions K+ e Ca2+ interagem com os respectivos ânions NO3

– e OH–, formando cristais iônicos. Entretanto, no ânion NO3–

há compartilhamento de elétrons entre o átomo de nitrogênio e os átomos de oxigênio, e no ânion OH– há compartilhamento de elétrons entre o átomo de oxigênio e o átomo de hidrogênio, caracterizando a ligação covalente.

Os compostos formados somente por ligações iônicas são II e VIII. A espécie química NaI, assim como o Li2O, é constituída por um átomo metálico com baixa energia de ionização e um átomo não metálico com alta eletronegatividade, possibilitando a formação de cátions e ânions que interagem entre si e originam um cristal iônico.

Questão 06 Comentário:

A) O flúor tem tendência a formar ânion com carga –1, pois pertence à família dos halogênios, já o magnésio tem tendência a formar cátion bivalente (+2), pois faz parte da família dos metais alcalinos terrosos. Logo, a fórmula obtida seria MgF2.

B) Quando a questão pede para se levar em conta as eletrosferas envolvidas, devemos fazer a distribuição eletrônica dos elementos químicos para mostrar porque uns têm tendência a perder elétrons e outros têm tendência a ganhar elétrons. Essa tendência é justificada pelo fato de os elementos químicos buscarem a configuração mais estável da forma mais fácil possível, e essa configuração estável é a configuração de um gás nobre.

Questão 07 – Letra AComentário: O oxigênio tem 6 elétrons em sua camada de valência e, pelo modelo do octeto, precisa receber mais dois elétrons para formar um ânion estável. Para manter a neutralidade elétrica do composto, basta manter a proporção de um oxigênio para um metal alcalinoterroso. Logo, um óxido desse metal tem a fórmula mínima MO.

O cloro, por sua vez, apresenta 7 elétrons em sua camada mais externa, precisando de apenas um elétron para ficar com o octeto completo. Para manter a neutralidade elétrica do composto, é preciso uma proporção de dois átomos de cloro para cada metal alcalinoterroso. Assim, a fórmula mínima para um cloreto desse metal é MCl2.

Questão 08 – Letra BComentário: É possível prever as fórmulas químicas de muitos compostos iônicos binários formados pela combinação entre alguns metais representativos e ametais. Para tal, dois aspectos devem ser observados: formação de íons estáveis e obtenção de compostos eletricamente neutros. Assim, para que o composto cuja fórmula é igual a X2Y3 seja eletricamente neutro, basta inverter os índices para descobrir a valência de cada um dos íons. Portanto, o cátion X apresenta carga 3+ e o ânion Y carga 2–, o que significa que o átomo Y possui 6 elétrons na camada de valência.

Questão 09 – Letra DComentário: A alumina, Al2O3, é formada por dois cátions Al3+ e por três ânions O2–, e a coesão de sua rede cristalina é garantida pelas interações eletrostáticas entre esses íons. Como as cargas elétricas dos íons são relativamente grandes, a força eletrostática entre eles é intensa, acarretando um alto ponto de fusão para o sólido. Dessa forma, conclui-se que as alternativas A, B e C estão corretas.Como todo sólido iônico, o óxido de alumínio não conduz eletricidade no estado sólido. Apesar de apresentar espécies dotadas de carga, estas não têm mobilidade dentro do cristal, impedindo a condução de corrente elétrica. Assim, a alternativa D está incorreta.

Questão 10 Comentário: O material que apresenta essas propriedades é um metal. A elevadíssima temperatura de fusão e de ebulição dos metais está associada à formação de fortes interações dentro do retículo cristalino de cátions em um mar de elétrons. A condutividade térmica dos materiais metálicos pode ser explicada pela mobilidade dos elétrons, que permite a rápida distribuição de energia cinética pelo sólido. Além disso, os metais são insolúveis nos solventes moleculares comuns, tais como a água (solvente polar) ou a gasolina (solvente apolar).

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Questão 11Comentário:

A) Nos compostos iônicos sólidos, os íons (espécies carregadas) estão presos na rede cristalina e não apresentam movimento translacional resultante. Nos metais sólidos, os elétrons estão semilivres na rede cristalina (constituindo bandas eletrônicas) fazendo desses sólidos condutores.

B) A água, solvente utilizado para dissolução de um composto iônico, promove a desestabilização de sua estrutura cristalina. Com isso, a mobilidade translacional dos íons aumenta significativamente, fazendo com que a solução obtida seja condutora.

Questão 12 – Letra BComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. A presença de ametais em um material metálico pode originar uma liga metálica, como aço ou como contaminação do material no processo produtivo. Em resumo, os ametais não são os responsáveis pela transferência de elétrons, uma vez que estes já se movimentam quase livremente no retículo metálico.

B) Correta. Nos retículos cristalinos metálicos, os elétrons de valência não são confinados a cátions específicos – não interagem fortemente com os núcleos dos cátions – e, por isso, apresentam grande mobilidade. Dessa forma, os metais são bons condutores elétricos, pois possuem entidades dotadas de carga e com grande mobilidade (os elétrons), capazes de transmitir uma corrente elétrica.

C) e D) Incorretas. Nos metais, a atração núcleo-elétron é pouco intensa, de forma que apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica. Tais propriedades possibilitam a explicação do modelo “mar de elétrons”.

E) Incorreta. O tamanho diminuto do núcleo dos átomos dos metais não tem influência considerável na condutividade elétrica, tanto que o ouro e a prata possuem núcleos muito maiores que o alumínio e o cobre, mas são melhores condutores elétricos.

Questão 13 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, o aluno deve ter apenas uma noção geral da composição das ligas, sem a necessidade de decorar as porcentagens de cada metal que as constituem. Por exemplo, o ouro 18 quilates (II) deve apresentar um alto teor de ouro, e a única composição correspondente é a D. O aço (I), produto de grande exportação nacional, leva muito ferro em sua composição; e a composição C é a única que possui ferro. Tanto o bronze (III) quanto o latão (IV) possuem cobre em sua composição: no entanto, o bronze é um material mais caro que o latão, e, sendo o cobre um metal nobre, o bronze deve apresentar um teor maior de cobre, correspondendo, portanto, à composição B. Assim, a correlação correta entre as ligas e as composições é: I – C; II – D; III – B; IV – A.

Questão 14 – Letra BComentário: O ouro branco é formado a partir da mistura do ouro e paládio fundidos, formando um sistema homogêneo. Quando ele se solidifica, forma um sistema monofásico também homogêneo (micro e macroscopicamente). Vale ressaltar que não há a formação de uma nova substância, e sim de uma liga de composição uniforme em qualquer extensão, ou seja, de uma solução sólida.

Seção Enem

Questão 01 – Letra B

Eixo cognitivo: IV


Habilidade: 18

Comentário: O ferro é um metal que necessita de temperaturas mais elevadas para a sua extração e moldagem em relação ao cobre e ao estanho. A extração e o uso do ferro só foi possível a partir do segundo milênio a.C., com a introdução do fole e com o aumento da temperatura da queima.

Questão 02 – Letra AEixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: Para resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. A luz emitida pela lâmpada é produzida quando o filamento de tungstênio, que se encontra no interior do bulbo de vidro, é percorrido por uma corrente elétrica. Este, por sua vez, torna-se incandescente quando sua temperatura atinge valores próximos do ponto de fusão do metal (cerca de 3 422 °C). Para que o metal não seja queimado ou entre em combustão, a cápsula de vidro é preenchida com gases inertes, impedindo que haja reação entre o gás e o metal, e evitando a deterioração da lâmpada. Caso contrário, se a cápsula fosse preenchida com ar atmosférico, cujo gás oxigênio encontra-se em sua composição, haveria a oxidação do metal, originando o óxido metálico correspondente. Esse composto apresenta natureza iônica e, quando incorporado ao metal, reduz a sua capacidade de conduzir corrente elétrica, já que não se trata de um bom condutor quando se encontra no estado sólido. Existe a possibilidade, ainda, do filamento se romper quando houver a formação do composto iônico, que é quebradiço.

B) Incorreta. Como se trata de um metal fino, a quantidade de oxigênio gasta para oxidar esse metal é muito pequena. Esse consumo não é suficiente para reduzir drasticamente a pressão dos gases dentro da cápsula. Outro fator importante a ser considerado é a alta temperatura de trabalho da lâmpada, o que ocasiona a expansão dos gases dentro da cápsula de vidro, tornando inviável a implosão da mesma.

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A

C) Incorreta. O gás criptônio é um gás inerte. Ele é inserido no interior da lâmpada em substituição ao ar atmosférico para evitar a reação do oxigênio com os componentes dessa lâmpada. Assim, a reação do criptônio com o oxigênio não ocorre, pois no interior da lâmpada não há oxigênio. Porém, se houvesse oxigênio residual, a reação entre os dois gases se tornaria pouco favorável, e a emissão de energia térmica, se ocorresse, seria desprezível.

D) Incorreta. A maior taxa de vaporização do tungstênio dentro da lâmpada está relacionada com o aumento da temperatura de trabalho dessa lâmpada. Essa temperatura em seu interior pode se aproximar da temperatura de fusão do metal, aumentando a sua vaporização. A diminuição da concentração do gás oxigênio, como consequência da oxidação do metal, não interfere nesse processo físico.

E) Incorreta. Os gases argônio e criptônio são inertes, ou seja, apresentam dificuldade em reagir com outros compostos. Sendo assim, eles não são capazes de oxidar o filamento de tungstênio.

módulo – a 07ligações covalentes



A) O ponto 4, no qual a energia potencial é mínima, corresponde à distância entre os átomos de hidrogênio na molécula de H2 e, portanto, ao comprimento de ligação. Nessa situação, os átomos estão ligados e a estabilidade molecular é máxima, pois, nesse ponto, se encontra o menor valor para a energia potencial.

B) No ponto 1, como a distância entre os dois átomos é muito grande, praticamente não existem forças atrativas ou repulsivas entre eles, o que justifica a energia potencial relativa igual a zero.

Questão 02 – Letra DComentário: A seguir, as representações dos compostos citados.

A) e

OHH O O

B)

H

HH C�eO O

C) C�C� HH

H

Ne

D) e N NC OO

E) C�

C�

C� A� C�K+ -e

Questão 03 – Letra BComentário:

Elemento A: K (potássio)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Valência = +1

Elemento B: S (enxofre)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Valência principal = –2

Fórmula: K+ e S2– = K2S (A2B)

Ligação iônica

Questão 04 – Soma = 10Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

01. Incorreta. O composto CaCl2 é uma substância iônica em virtude da grande diferença de eletronegatividade entre os elementos cálcio e cloro. Assim, no referido composto há interações eletrostáticas entre os íons Ca2+ e Cl–.

02. Correta. No composto NaCl ocorre ligação iônica devido à grande diferença de eletronegatividade entre o elementos sódio e cloro.

04. Incorreta. A molécula de Cl2 é formada a partir de uma ligação covalente simples entre os átomos de cloro. Como não há diferença de eletronegatividade entre os dois ligantes, trata-se de uma ligação covalente apolar.

08. Correta. A molécula de H2 é formada a partir de uma ligação covalente simples entre os átomos de hidrogênio. Como não há diferença de eletronegatividade entre os dois ligantes, trata-se de uma ligação covalente apolar.

Questão 05 – Letra BComentário: A molécula de óxido nitroso é formada por ligações covalentes entre os átomos dele constituintes, pois há o compartilhamento entre os elétrons dos átomos, que possuem altos valores de energia de ionização e não costumam formar cátions. Pela regra do octeto, os átomos de nitrogênio e de oxigênio precisariam, respectivamente, de três e dois elétrons para assumir uma configuração estável. Dessa forma, o nitrogênio faz uma ligação covalente tripla com o outro átomo de nitrogênio, ou seja, compartilha três pares de elétrons, e o par de elétrons não ligante do átomo de nitrogênio é compartilhado com o átomo de oxigênio, ligação coordenada, o que caracteriza uma ligação simples.

Questão 06 – Letra AComentário: No cátion amônio há compartilhamento de elétrons entre o átomo de nitrogênio e os átomos de hidrogênio, o que configura a ligação covalente.

H

H

HNH

+

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Questão 01 – Letra EComentário: A formação da ligação entre os átomos de hidrogênio ocorre com a aproximação dos átomos isolados, infinitamente separados no início. Essa aproximação ocorre por meio de uma interação mútua entre elétrons e núcleos, diminuindo a energia potencial do sistema. Apesar de haver repulsão entre os núcleos e as nuvens eletrônicas, as forças atrativas superam as repulsivas, garantindo a aproximação. Quando a distância entre os átomos torna-se tal que as forças atrativas e repulsivas se equilibram, a energia potencial torna-se mínima, e ocorre a formação da ligação química. Essa distância é denominada comprimento de ligação (aproximadamente 75 . 10–12 m), e o módulo da energia potencial é denominado energia de ligação (aproximadamente 440 kJ.mol–1). Diante dessa descrição, a alternativa E é a incorreta.

Questão 02 – Letra AComentário: A molécula de fosfogênio é formada pelos átomos de carbono, cloro e oxigênio, que apresentam as seguintes configurações eletrônicas:

C → 1s2 2s2 2p2

Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

O → 1s2 2s2 2p4

Pelo modelo do octeto, esses átomos precisariam, respectivamente, de 4, 1 e 2 elétrons para assumir uma configuração estável. Dessa forma, o carbono faz uma ligação covalente dupla com o oxigênio e duas covalentes simples com os átomos de cloro. Assim, a estrutura dessa molécula é:

O

CC�C�

Logo, na estrutura dessa molécula verificam-se uma ligação dupla e duas ligações simples.

Questão 03 – Letra BComentário: A molécula do metano – CH4 – é formada por ligações covalentes polares entre os átomos de carbono e hidrogênio. Portanto, o metano é uma substância composta. O oxigênio, por sua vez, é uma substância simples formada por uma ligação dupla covalente apolar entre dois átomos de oxigênio.

Questão 04 – Letra DComentário: Analisando cada substância, temos que:

I. O argônio é um gás nobre e, por ser considerado inerte, é encontrado na natureza na forma monoatômica. Portanto, não realiza ligações químicas.

II. O diamante possui em sua estrutura átomos de carbono que estão ligados em rede apenas por ligações covalentes, originando uma estrutura gigantesca de tamanho indeterminado.

III. O cloreto de sódio é um composto iônico, formado pela

atração eletrostática entre os íons Na+ e Cl–.

IV. A água é um composto molecular e sua estrutura é formada

por ligações covalentes realizadas entre os átomos de H e O.

Questão 05 – Letra AComentário: A figura representa a estrutura de um composto formado por átomos unidos por ligações covalentes, pois os

bastões, utilizados para representar cada ligação, simbolizam

ligações químicas direcionais entre dois átomos. As ligações

químicas iônica e metálica não se baseiam em um modelo

direcional de interação. Além disso, o composto em questão é

formado por uma rede covalente constituída por dois elementos

químicos diferentes, representados pelas cores vermelha e

azul. Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma

das alternativas.

A) Correta. O (SiO2)n possui todas as atribuições descritas.

B) Incorreta. O diamante é formado por apenas um elemento

químico, o carbono.

C) Incorreta. O cloreto de sódio é um sólido iônico.

D) Incorreta. O átomos de zinco em um cristal estão ligados

por meio de ligações metálicas. O zinco metálico é formado

por apenas um elemento químico.

E) Incorreta. A celulose é um polímero natural formado por

três elementos químicos diferentes (carbono, hidrogênio e

oxigênio).

Questão 06 – Letra BComentário: Os sólidos moleculares apresentam, geralmente, baixas temperaturas de fusão e de ebulição, pois nessas

mudanças ocorre o rompimento das interações intermoleculares,

que são relativamente fracas. Outra consequência disso é que

as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três

estados físicos, dependendo da intensidade dessas interações.

Como não possuem espécies dotadas de carga, não são capazes

de conduzir corrente elétrica em qualquer estado físico.

Observação: Alguns sólidos moleculares podem ser condutores elétricos, como o poliacetileno. Isso se deve a peculiaridades de

estrutura. Por isso, esses sólidos são exceções à regra.

Os sólidos covalentes são formados a partir de ligações

covalentes entre as unidades estruturais. Dessa forma, para

a fusão (decomposição) desses compostos deve-se fornecer

energia suficiente para a ruptura de ligações covalentes,

fazendo com que esses compostos tenham um alto ponto de

fusão. Eles são sólidos muito duros, a exemplo do diamante,

devido à magnitude das forças coesivas entre as unidades

estruturais. Além disso, como não possuem espécies dotadas

de carga, não são capazes de conduzir corrente elétrica.

Observação: A grafita é um composto covalente condutor de eletricidade, na fase sólida. Isso se deve à estrutura peculiar da

rede cristalina e não se aplica a outros compostos covalentes.

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A

Os sólidos iônicos são formados por redes cristalinas mantidas por interações eletrostáticas entre os íons constituintes. Assim, eles apresentam uma dureza considerável – apesar de não resistirem a impactos mecânicos – e elevadas temperaturas de ebulição. Embora apresentem espécies carregadas eletricamente, estas não têm mobilidade translacional, e, portanto, não conduzem eletricidade no estado sólido. Quando no estado líquido, os compostos iônicos são condutores, pois os íons passam a ter mobilidade translacional e, assim, são capazes de conduzir corrente elétrica.

Com base nessa análise, podemos concluir que os sólidos X, Y e Z correspondem, respectivamente, a sólidos molecular, covalente e iônico.

Questão 07 – Letra BComentário: De acordo com o enunciado da questão, o oxigênio e o cloro formam moléculas diatômicas, podendo ser representadas por O2 e Cl2. Essas substâncias são encontradas no estado gasoso nas CNTP e são formadas por ligações covalentes, que é a interação originada entre dois átomos ao compartilharem pares de elétrons que passam a ser atraídos por dois núcleos, levando à redução da energia potencial do sistema. O cloreto de sódio e o óxido de cálcio têm suas estruturas cristalinas mantidas por ligações iônicas, decorrentes das forças eletrostáticas que existem entre os íons de cargas de sinais opostos. Possuem fórmulas químicas NaCl e CaO, respectivamente. A maioria dos compostos iônicos se apresenta no estado sólido em condições ambiente, pois, as ligações iônicas são muito intensas na maioria dos casos. Baseado no exposto, a alternativa correta é a letra B.

Questão 08 – Letra CComentário: A grafite e o diamante são substâncias formadas unicamente por átomos de carbono ligados em rede apenas por ligações covalentes, que originam uma estrutura gigantesca de tamanho indeterminado.

No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos de carbono, como mostrado na figura a seguir. Essa rede de ligações simples carbono-carbono interconectadas em três dimensões contribui para a dureza não usual do diamante.

Estrutura do diamanteEstrutura do diamante

Na grafite, os átomos de carbono estão arranjados em planos de anéis hexagonais interconectados, como mostrado na figura a seguir. Cada átomo de carbono está ligado a três outros nos planos de átomos de carbono. Os elétrons deslocalizados movimentam-se livremente pelos orbitais, fazendo com que a grafite seja um bom condutor de eletricidade ao longo dos planos.

Esses planos de átomos são mantidos juntos por forças de dispersão fracas (dipolo instantâneo-dipolo induzido), permitindo o deslocamento uns sobre os outros quando são submetidos a uma força externa, como o atrito.

Estrutura do grafiteEstrutura do grafite

Seção Enem

Questão 01 – Letra E

Eixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: Entre as espécies citadas, o ácido cianídrico, o gás oxigênio e o íon cianeto, todas apresentam ligações múltiplas, conforme mostrado nas fórmulas estruturais a seguir:

Ácido cianídrico: H C N (ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio)

Gás oxigênio: O O (ligação dupla entre os átomos de oxigênio)

Íon cianeto: C –[ [N (ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio)

Questão 02 – Letra EEixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: O composto polianilina é um polímero, o qual possui unidades estruturais que se repetem regularmente. Esse composto não pode ser classificado como iônico, pois as ligações químicas que mantêm os átomos unidos na estrutura são covalentes. O composto apresenta condutividade elétrica no estado sólido, o que sugere que a carga elétrica é transportada por um mecanismo diferente da mobilidade iônica. A polianilina não pode ser considerada um composto covalente, pois é formada de cadeias poliméricas de tamanho definido. As cadeias poliméricas são macromoléculas, as quais possuem unidades estruturais que se repetem milhares de vezes. Dessa forma, classifica-se a polianilina como composto molecular.

Manual do Professor


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módulo – a 08

geometria molecular e polaridade das moléculas


Questão 01 – Letra AComentário: As fórmulas estruturais e os respectivos arranjos e geometrias moleculares das espécies químicas são apresentados a seguir:

N

FF

F

NF3

Arranjo: tetraédrico Geometria: pirâmide

trigonal

S

O OS

O O

SO2

Arranjo: trigonal plano Geometria: angular ou

forma de V

2–

SO

OO

O SO42–

Arranjo: tetraédrico Geometria: tetraédrica

CO O CO2

Arranjo: linear Geometria: linear

Questão 02 – Letra BComentário: A molécula de CH4 é tetraédrica, enquanto as de H2S, H2O, H2Te e H2Se são angulares. Em moléculas tetraédricas com quatro ligantes iguais, os ângulos entre os ligantes medem 109°28’. Já em moléculas angulares, os ângulos são menores devido à maior repulsão provocada pela presença de pares de elétrons não ligantes no átomo central. Quanto maior for o átomo central, maior será a repulsão entre as nuvens eletrônicas, e menor será o ângulo entre os ligantes. Logo:

CH4 > H2O > H2S > H2Se > H2Te

Questão 03 – Letra AComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos a geometria de cada uma das substâncias apresentadas.

• A molécula de ozônio é formada por três átomos, em que o átomo central possui um par de elétrons não ligantes. Com esse arranjo, a geometria da molécula de ozônio é angular.

OO O

• Na molécula de dióxido de carbono, o átomo de carbono realiza duas ligações covalentes duplas e, portanto, não apresenta pares eletrônicos não ligantes. Assim, esse composto possui geometria linear.

O C O

• A molécula de SO2 é formada por três átomos, cujo átomo central possui um par de elétrons não ligantes. Com esse arranjo, a geometria dessa molécula é angular.

SO O

• A molécula de água é constituída de três átomos, em que o átomo central, oxigênio, possui dois pares de elétrons não ligantes. De acordo com a Teoria da Repulsão dos Elétrons da Camada de Valência, os elétrons ligantes e não ligantes se repelem, de modo a ficarem o mais afastados possível uns dos outros, conferindo uma maior estabilidade para a molécula. Desse modo, a molécula de água apresenta uma geometria angular.

HHO

• Na molécula de cianeto de hidrogênio, o átomo de carbono realiza ligação covalente simples e uma tripla e, portanto, não apresenta pares eletrônicos não ligantes. Assim, esse composto possui geometria linear.

C NH

Questão 04 – Letra EComentário: Com a fórmula AB2, são possíveis três estruturas, dependendo do número de elétrons de valência do átomo A:

B BA

spB B

A

sp2

B BA

sp3

Questão 05 – Letra AComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos as moléculas de cada gás.

CO2: A molécula de gás carbônico é constituída de três átomos, entre os quais o átomo central, carbono, não apresenta pares de elétrons não ligantes. Esse arranjo confere ao CO2 uma geometria linear. Observa-se que há o cancelamento dos vetores dipolos elétricos das ligações covalentes polares entre o carbono e os oxigênios. Dessa forma, essa molécula é apolar.

μ = 0

Ligações Setas

De reação = symbol

De equilíbrio = Mt extra

*Fonte em cima da seta é de corpo 5pt

∆

O

C OO

NO2 e SO2: As moléculas de dióxido de nitrogênio e de dióxido de enxofre são constituídas por três átomos, em que os átomos centrais, nitrogênio e enxofre, respectivamente, apresentam elétrons não ligantes.

28 Coleção 4V

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QU

ÍMIC

A

Esse arranjo confere ao NO2 e ao SO2 geometria angular e momento de dipolo elétrico diferente de zero, resultando em moléculas com características polares.

μ ≠ 0N

O ON

O O

μ ≠ 0S

O OS

O O

Questão 06 – Letra CComentário: A seguir, as geometrias moleculares e as polaridades das moléculas citadas na tabela:

OO O

OO O

O3

Arranjo: trigonal plano Geometria: angular Polaridade: polar

O par de elétrons não ligantes no átomo central de oxigênio confere polaridade ao ozônio.

BF

F

F

BF3

Arranjo: trigonal plano Geometria: trigonal plana Polaridade: apolar

NO O

NO O

NO2

Arranjo: trigonal plano Geometria: angular Polaridade: polar

NH

HH

NH3

Arranjo: tetraédrico Geometria: pirâmide trigonal Polaridade: polar

P

C�C�

C�C�

C�

PC 5

Arranjo: bipirâmide trigonal Geometria: octaédrica Polaridade: apolar


Questão 01 – Letra D

Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. O número I não pode ser oxigênio, porque as esferas que representam os elementos teriam que ser iguais, e no III teria que existir mais uma esfera de menor tamanho ligada ao átomo central.

B) Incorreta. O número II não pode ser a amônia, porque falta uma esfera ligada ao elemento central, e o desenho III não pode representar a água, porque representa um composto químico que possui três átomos ligados ao átomo central, e a molécula de água possui dois átomos de hidrogênio ligados ao oxigênio.

C) Incorreta. O desenho III não pode ser ozônio, pois a molécula

dessa substância é formada por três átomos de oxigênio.

D) Correta. É a única em que todas as moléculas dos compostos

representados se equivalem em tamanho e proporção com

os desenhos.

E) Incorreta. O número II não pode ser oxigênio, pois seriam

necessárias duas esferas com raios atômicos iguais, e o III não

pode ser ozônio, pois são necessárias apenas 3 esferas com

raios atômicos iguais para formar a estrutura dessa substância.

Questão 02 – Letra AComentário: A molécula de gás carbônico é constituída de

três átomos, em que o átomo central, carbono, não apresenta

pares de elétrons não ligantes. Esse arranjo confere ao CO2

uma geometria linear.

O C O

A molécula de água também é constituída de três átomos,

em que o átomo central, oxigênio, possui dois pares de elétrons

não ligantes. De acordo com a Teoria da Repulsão dos Elétrons

da Camada de Valência, os elétrons ligantes e não ligantes se

repelem, de modo a ficarem o mais afastados possível uns dos

outros, conferindo uma maior estabilidade para a molécula.

Desse modo, a molécula de água apresenta uma geometria

angular.

HHO


cada uma das alternativas.

A) Incorreta. A hibridização é o processo de combinação de

orbitais atômicos de modo a gerar um novo conjunto de

orbitais atômicos, os orbitais híbridos. Como esses orbitais

híbridos são resultado da mistura de outros orbitais, eles

apresentarão formas e tamanhos diferentes.

B) Correta. Cada um dos orbitais p comporta, no máximo,

2 elétrons.

C) Incorreta. Orbital é a região onde é máxima a probabilidade

de se encontrar um elétron. Para os orbitais s, o tamanho

dessas regiões varia conforme o átomo analisado e com o

valor do número quântico principal.

D) Incorreta. A hibridização é um processo que ocorre em

todos os átomos.

E) Incorreta. O arranjo em torno de um átomo hibridizado

sp3 é tetraédrico. A geometria de uma molécula

que possui um átomo central com essa hibridização

dependerá do número de ligantes, podendo ser angular

(2 ligantes), pirâmide trigonal (3 ligantes) ou tetraédrica

(4 ligantes).

Manual do Professor


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Questão 04 – Letra EComentário: Os átomos de hidrogênio e oxigênio tendem a receber elétrons e a realizar ligações covalentes para assumirem configuração eletrônica similar à de um gás nobre. Em uma molécula de água, o oxigênio, átomo central, apresenta quatro domínios eletrônicos e, portanto, tem arranjo espacial tetraédrico. Entretanto, dois dos domínios são não ligantes, o que faz com que a geometria da molécula seja angular e a molécula polar, pois a soma vetorial dos dipolos é diferente de zero.

Questão 05 – Soma = 05Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

01. Correta. A molécula de amônia realmente é polar, possui uma geometria piramidal, devido ao par de elétrons livres presentes no nitrogênio, que faz com que a soma dos vetores das ligações realmente não se anule.

02. Incorreta. A geometria da água é angular devido à presença de pares de elétrons livres no oxigênio.

04. Correta. Realmente são 4 ligações covalentes (cada oxigênio faz uma ligação dupla com o carbono), e o caráter apolar é justificado pela geometria linear do composto, logo, a soma dos vetores das ligações é igual a zero.

08. Incorreta. O polo negativo é formado no elemento mais eletronegativo.

16. Incorreta. O composto AlF3 é quem possui ligação iônica, o gás oxigênio possui ligação covalente apolar, e o HI possui ligação covalente polar.

Questão 06 – Letra BComentário: A geometria de cada molécula pode ser determinada levando em consideração alguns aspectos:

1. Dióxido de carbono (CO2): molécula formada por 3 átomos, cujo átomo central possui 2 domínios eletrônicos ligantes. A menor repulsão eletrônica entre os ligantes existe quando eles se distribuem a 180° uns dos outros, em geometria linear. A molécula de dióxido de carbono é apolar em função das diferentes eletronegatividades dos átomos ligantes e do momento de dipolo resultante nulo.

2. Iodeto de hidrogênio (HI): molécula formada por 2 átomos ligantes, dispostos a 180º um do outro, compondo uma geometria linear. A molécula de HI é polar, devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos que faz com que a soma vetorial do momento de dipolo seja diferente de zero.

3. Água (H2O): molécula formado por 3 átomos, cujo átomo central possui quatro domínios eletrônicos, sendo dois domínios ligantes e dois domínios não ligantes (pares de elétrons que não estão em ligação química com os átomos de hidrogênio). A menor repulsão eletrônica ocorre quando os ângulos das ligações são próximos a 104,5°, compondo a geometria denominada angular. A molécula de H2O é polar, devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos que faz com que a soma vetorial dos momentos de dipolo seja diferente de zero.

4. Metano (CH4): molécula formada por 5 átomos, cujo átomo central possui 4 domínios eletrônicos, apresentando arranjo espacial tetraédrico. A molécula de metano é apolar em função das diferentes eletronegatividades dos átomos ligantes que faz com que o momento de dipolo resultante seja nulo.

A relação correta é: 1-d, 3-b, 4-c, 2-a.

Questão 07 – Letra CComentário: Na molécula de CO2, o átomo central apresenta dois domínios eletrônicos, ambos ligantes, e geometria linear que minimiza a repulsão entre eles. Já a molécula de ozônio apresenta átomo central com três domínios eletrônicos e arranjo espacial trigonal planar. Entretanto, um dos domínios é não ligante, o que faz com que a geometria dessa molécula seja angular e, consequentemente, polar. Isso ocorre porque há um vetor resultante nessa molécula em virtude do par de elétrons não ligante do átomo central.

Questão 08 – Letra EComentário: Para essas espécies, temos as seguintes estruturas:

Trióxido de enxofre – SO3

Na molécula de SO3, cada oxigênio se liga ao enxofre por meio de ligações covalentes. Como o átomo central de enxofre não apresenta nenhum par de elétrons não ligantes, a molécula é trigonal plana.

SO

O

O

Tricloreto de fósforo – PCl3Na molécula de PCl3, os cloros se ligam ao fósforo por meio de três ligações covalentes simples. Como o átomo central de fósforo apresenta um par de elétrons não ligantes, este repele a nuvem eletrônica dos cloros ligantes, criando uma geometria piramidal trigonal.

PC�

C�

C�

Trifluoreto de boro – BF3

Na molécula de BF3, os átomos de flúor se ligam ao boro por meio de três ligações covalentes simples. Como o átomo central de boro não apresenta nenhum par de elétrons não ligantes, essa molécula é trigonal plana.

BF

F

F

Questão 09 – Letra DComentário: Para essas espécies, temos as seguintes estruturas:

Tricloreto de bromo – BrCl3C Br C

C

Dois pares de elétrons não ligantes no átomo central

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QU

ÍMIC

A

Dióxido de carbono – CO2

O C O Não há par de elétrons não ligantes no átomo central

Amideto – NH2–

Dois pares de elétrons não ligantes no átomo central

N

H

H–

Amônio – NH4+

Não há par de elétrons não ligantes no átomo central

N

H

H H

H

+

Trifluoreto de fósforo

Um par de elétrons não ligantes no átomo central

PF F

F

Seção Enem



Habilidade: 24Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. As moléculas de CO2 são apolares, lineares e

com ligações polares.

B) Incorreta. As moléculas de H2 são apolares, lineares e com

ligações apolares.

C) Incorreta. As moléculas de H2S são polares, angulares e

com ligações polares; e as moléculas de CH4 são apolares,

tetraédricas e com ligações polares.

D) Incorreta. As moléculas de CO2 são apolares, lineares e

com ligações polares; e as moléculas de CH4 são apolares,

tetraédricas e com ligações polares.

E) Correta. As moléculas de CH4 são apolares, tetraédricas e

com ligações polares.

Questão 02 – Letra DEixo cognitivo: IV


Habilidade: 18

Comentário: De acordo com o texto, uma substância ideal para ser utilizada como impureza em um display de cristal líquido

deve apresentar as seguintes atribuições:

• Manter uma estrutura rígida de eixo alongado. A molécula

dever ter grande extensão e possuir poucos centros que

permita a rotação livre de átomos entorno das ligações

simples. Dessa forma, é possível o material se apresentar

como líquido e ao mesmo tempo possuir uma estrutura

rígida característica dos sólidos.

• Sofrer perturbação quando aplicado um campo elétrico. A molécula deve possuir caráter polar acentuado. Essa propriedade garante que, ao se aplicar um campo elétrico no material, as impurezas possam se orientar a fim de alterar as características ópticas do display.

Para a resolução dessa questão, analisaremos cada umas das substâncias apresentadas nas alternativas.

A) Substância inadequada. Molécula com pequena extensão.

B) Substância inadequada. Molécula apolar e com grande extensão, porém com muitos centros que permitem a rotação livre de átomos entorno das ligações simples.

C) Substância inadequada. Molécula com caráter polar pouco acentuado. É considerada, portanto, uma molécula apolar.

D) Substância adequada. Possui todas as atribuições exigidas.

E) Substância inadequada. Molécula com pequena extensão.

módulo – B 05Estudo físico dos gases ii


Questão 01 – Letra EComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. De acordo com o Princípio de Avogadro, volumes iguais de gases diferentes, sob as mesmas condições de temperatura e de pressão, contêm o mesmo número de partículas. Logo, nos recipientes I e II, existe o mesmo número de moléculas, podendo-se dizer o mesmo para os recipientes III e IV. Como as moléculas de CO e CO2 são formadas por, respectivamente, 1 e 2 átomos de oxigênio, conclui-se que o número de átomos de oxigênio em II é maior.

B) Incorreta. Já as moléculas de C2H4 e H2 são formadas, nessa ordem, por 4 e 2 átomos de hidrogênio. Dessa forma, em III, o número de átomos de hidrogênio é maior.

C) Incorreta. Entre as moléculas citadas (CO, CO2, C2H4 e H2), as três primeiras contêm átomos de carbono, sendo, nas moléculas de C2H4, a quantidade de carbono duas vezes maior que nas outras. Porém, em III, a quantidade de moléculas presentes é duas vezes menor. Logo, nos três recipientes, o número de átomos de carbono é o mesmo.

D) Incorreta. Em III e IV, o número de moléculas presentes é o mesmo, mas, como elas são formadas por quantidades diferentes de átomos, conclui-se que o número total de átomos nesses dois recipientes é diferente.

E) Correta. Em II, o número de moléculas é duas vezes maior que em III. Porém, as moléculas de CO2 presentes em II possuem duas vezes menos átomos que as moléculas de C2H4 presentes em III. Assim, o número total de átomos é igual em II e III.

Manual do Professor


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Questão 02 – Letra AComentário: A densidade de um gás pode ser calculada por:

ρ =

p . MR . T

No ponto I do diagrama, a densidade do gás é dada por:

ρ =p M CH

R T

. ( )

.4

M(CH4) = 16 g.mol–1

ρ =

1 . 160,082 . 273

⇒ ρ = 0,71 g.L–1

Logo, a alternativa A está correta.

Como M, R e p são constantes na transformação II → III, pode-se dizer que, como houve redução de densidade, a temperatura aumentou. Logo, a temperatura no ponto III é maior que a temperatura no ponto II. Portanto, a alternativa B está incorreta.

A densidade mantém-se constante na transformação I → III, enquanto a pressão aumenta. Para que isso aconteça, deve haver, também, aumento de temperatura, na mesma proporção. Conclui-se, portanto, que essa transformação é isovolumétrica. Logo, as alternativas C e D estão incorretas.

Questão 03 – Letra BComentário: Pela Equação de Clapeyron, temos:

pV = nRT

1 . V = 2,0 . 10–4 . 0,082 . 300

V = 4,9 . 10–3 L ⇒ V = 4,9 mL

Questão 04 – Letra BComentário: Como se pode observar, o sistema representado é formado por 3 balões conectados pelas válvulas A e B, todos com o mesmo volume. Porém, antes da abertura das válvulas, apenas dois balões estavam preenchidos por gás.

Vácuo

V V V

A

3 atmH2 He

9 atm

B

Supondo que o volume de cada balão seja V, temos:

• Antes da abertura das válvulas:

p

H2= n(H

2).

RTV

p

He= n(He) .

RTV

n(H

2) = 3 .

VRT

n(He) = 9 .

VRT

• Após a abertura das válvulas:

pT

= nT

.RTV

T

pT = (nH2 + nHe) .

RT

3V

pT

=3VRT

+9VRT

.

RT3V

p

T=

12VRT

.RT3V

pT = 4 atm

Questão 05 – Letra BComentário: De acordo com a Lei de Graham, o gás de menor massa molar possui maior velocidade de difusão e de efusão gasosas. As massas molares, em g.mol–1, dos gases apresentados possuem esta sequência:

M(H2S) = 34 < M((CH3)2O) = 46 < M(SO2) = 64

Portanto, ao se abrir um pequeno orifício no recipiente que contém igual quantidade, em mols, os gases devem ser sentidos na seguinte sequência:

1º: H2S

2º: (CH3)2O

3º: SO2

Questão 06 – Letra CComentário: A umidade relativa do ar é a razão entre a pressão parcial de vapor de água no ar e a pressão máxima de vapor a uma determinada temperatura. A 25 °C, a pressão máxima de vapor, ou seja, a pressão de vapor-d’água no ar atmosférico saturado de vapor é igual a 23,8 mmHg. Assim, a porcentagem de umidade de um ambiente, a 25 °C, onde a pressão máxima de vapor é 11,9 mmHg, pode ser determinada conforme demonstrado a seguir.

U.R.11,9 mmHg23,8 mmHg

.100 50%= =


Questão 01 – Letra C Comentário: Os cinco sistemas descritos na tabela, bem como o sistema contendo H2 descrito no enunciado, estão submetidos à mesma temperatura e apresentam iguais volumes. Dessa forma, a quantidade de matéria dos gases, em mol, será proporcional à pressão.

PV = n.R.T

P = n RTV constante

Dessa forma, temos:

• Recipiente contendo H2:

Pressão: 2 atm

Quantidade de matéria: 2x mol de moléculas → 4x mol de átomos

• Recipiente 1 (Gás O3):

Pressão: 1 atm

Quantidade de matéria: x mol de moléculas → 3x mol de átomos

• Recipiente 2 (Gás Ne):

Pressão: 2 atm

Quantidade de matéria: 2x mol de átomos

• Recipiente 3 (Gás He):

Pressão: 4 atm

Quantidade de matéria: 4x mol de átomos

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QU

ÍMIC

A

• Recipiente 4 (Gás N2):

Pressão: 1 atm

Quantidade de matéria: x mol de moléculas → 2x mol de átomos

• Recipiente 5 (Gás Ar):

Pressão: 1 atm

Quantidade de matéria: x mol de átomos

O recipiente 3 é o que contém 4x mol de átomos, assim como o recipiente contendo gás H2.

Questão 02 – Letra CComentário: Na questão, foi dado que o volume molar do butano a 27 °C e 1 atm é de 25 L. Sabendo que 1 mol de butano é igual a 58 g, temos que o número de mols de butano é:

n = 116 / 58 = 2 mol de butano.

Portanto:1 mol ——––– 25 L

2 mol ——––– x

x = 50 L de butano

Questão 03 – Letra EComentário: Considerando-se a Equação de Clapeyron e rearranjando-a, obtém-se:

p = n R TV

. .

À temperatura e volume constantes, pode-se escrever:

p = n . constante

Dessa forma, a pressão de um sistema é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás, e a curva de pressão (p) em função da quantidade de matéria (n) deve ser uma reta crescente que sai da origem dos eixos.

Questão 04 – Letra CComentário: Usando a equação de Clapeyron, temos:

P . V = n . R . T

2,5 . 10 = n . 0,082 . 310

n= 0,9635 mol de He

Sabendo que a massa molar de He é de 4 g.mol–1 e que a quantidade de matéria desse gás dentro do balão é 0,9635 mol, conclui-se que a massa será igual a:

mHe = 0,9635 . 4 = 3,864 g de He ≅ 4 g

Questão 05 – Letra DComentário: CNTP é a sigla para condições normais de temperatura e pressão, que equivale à pressão de 1 atm e temperatura de 273 K. Com esses dados, devemos utilizar a Equação de Clapeyron, encontrando a quantidade de matéria, em mol, e, em seguida, a massa molar.

P . V = n . R . T1 . 10 = n . 0,082 . 273

n = 0,4467 mol

Essa quantidade de matéria se refere a uma massa de 12,5 g, assim, a massa molar dessa substância pode ser calculada da seguinte forma:

n = m/M

M = m/n = 12,5 / 0,4467 = 28 g.mol–1

Essa é a massa molar do N2.

Questão 06 – Letra CComentário: O volume molar de um gás é o volume ocupado por 1 mol de partículas de qualquer espécie química. Sabendo que o volume molar equivale a 22,4 L, podemos estabelecer a seguinte relação:

22,4 L ——–––– 1 mol O2

0,112 L ——–––– x

x = 0,005 mol O2

A massa de oxigênio presente na bexiga natatória do peixe ósseo é obtida relacionando a quantidade de matéria e a massa molar do oxigênio molecular (32 g/mol).

1 mol O2 ——–––– 32 g

0,005 mol O2 ——–––– Y

Y = 0,16 g = 160 mg

Questão 07 – Letra AComentário: Os dois recipientes apresentam a mesma capacidade (mesmo volume), mesmas massas de gases, e devem ser mantidos à mesma pressão.

Logo, para o nitrogênio (N2):

p V

m R

Tnitrogênio nitrogênio

nitrogênio

nitro.

.= ggênio

nitrogênioM

Para o oxigênio (O2):

p V

m R

T

Moxigênio oxigênio

oxigênio

oxigênio

ox

.

.=

iigênio

Como p V

m R

pnitrogênio nitrogênio

nitrogênio

oxigê.

.= nnio oxigênio

oxigênio

V

m R

.

.

T

M

T

Mnitrogênio

nitrogênio

oxigênio

oxigênio

=

28028 321 1

Kgmol

T

gmoloxigênio

. .− −=

Toxigênio = 320 K


A) O volume do balão pode ser calculado por meio do uso da Equação de Clapeyron:

pV = nRT ⇒ V = nRTp ⇒

V = 100 62 273 77100

1 1mol mmHgL mol K KmmHg

. . . . . ( ) − − +

V = 21 700 L

B) ρ = mV ⇒ ρ = n M

V. = 100 4 00

21 700

1mol gmolL

. , . −

ρ = 0,018 g.L–1

Manual do Professor


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Questão 09 – Letra CComentário: O comportamento ideal dos gases pode ser descrito pela Equação de Clapeyron:

p.V = n.R.T

O valor de n, correspondente ao número de mols de um gás, pode ser substituído na equação pelo quociente entre a massa e a massa molar, conforme descrito a seguir:

=nmM

M(He) = 4 g.mol–1

p(hélio).V(hélio) = n.R.T(hélio)p(hélio).V(hélio) =

mM R.T(hélio)

p(hélio).V(hélio) = m4 R.T(hélio)

M(CH4) = 16 g.mol–1

p(metano).V(metano) = n.R.T(metano)p(metano).V(metano) =

mM R.T(metano)

p(metano).V(metano) = m16

R.T(metano)

De acordo com os dados fornecidos pelo exercício, o volume, a temperatura e a massa dos gases devem ser iguais e, para isso, é necessário que as pressões exercidas por eles sejam diferentes. Logo, a razão entre a pressão no interior do balão contendo hélio e a do balão contendo metano é calculada da seguinte maneira:

p(hélio)/ p(metano) = 164

p(hélio)/ p(metano) = 4

Questão 10 – Letra BComentário: Primeiramente, vamos calcular a quantidade de matéria e, posteriormente, utilizaremos a Equação de Clapeyron para determinar o valor da pressão parcial do nitrogênio.

n(N2) = 28 / 28 = 1 mol N2

n(CO2) = 10 / 44 = 0,2273 mol de CO2

n(O2) = 30 / 32 = 0,9375 mol de O2

n(CO) = 30 / 28 =1,0714 mol de CO.

ntotal = 3,2362 mol de gases

P . V = n . R . T

P . 10 = 295 . 0,082 . 3,2362

P = 7,8283 atm

Para encontrar a pressão parcial do gás nitrogênio, vamos fazer uma regra de três entre a pressão total e a quantidade de matéria total com a quantidade de matéria de gás nitrogênio presente na mistura.

7,8283 atm ——––– 3,2362 mol

x ——––– 1 mol

x = 2,42 atm

Portanto, a pressão do gás nitrogênio é 2,42 atm.

Questão 11 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

I. Correta. O ar dentro da cabine do avião a 10 000 m de altitude tem pressão igual à pressão atmosférica a 2 400 m de altitude. O ar dentro da cabine é mais seco que o ar atmosférico; logo, a proporção molar do oxigênio no ar da cabine é maior que a sua proporção molar no ar atmosférico nas condições descritas. Sendo a pressão parcial de oxigênio proporcional à sua proporção molar, pode-se afirmar que, na cabine do avião a 10 000 m de altitude, como a proporção molar de gás oxigênio é maior, a sua pressão parcial é maior que a pressão parcial no ar atmosférico a 2 400 m de altitude.

II. Correta. A expressão está de acordo com a equação da Lei de Dalton, pi = xi . pT

III. Incorreta. Apesar de a pressão dentro da cabine do avião ser igual à pressão atmosférica nas condições citadas, a proporção molar de gás oxigênio na cabine é maior que a sua proporção molar no ar atmosférico a 2 400 m de altitude, pois, na cabine, o ar é mais seco. Dessa forma, as pressões parciais do gás oxigênio são diferentes.

Questão 12 – Letra EComentário: O primeiro passo é determinar a quantidade de matéria presente em 224 litros de ar. Sabendo-se que o volume molar é igual a 22,4 L, temos que:

22,4 L ——––– 1 mol de gás

224 L ——––– x

x = 10 mol de gás

Portanto, a composição do ar correspondente aos 224 L é: 7,8 mol de N2, 2,1 mol de O2 e 0,1 mol de Ar. A massa molar do argônio é 40 g.mol-1, e a massa correspondente a 0,1 mol desse gás é:

m = n.M

m = 0,1 mol.40 g.mol–1

m = 4,0 g

Questão 13Comentário:A) Pela Equação de Clapeyron, temos:

PT . VT = nT . R . T PT = nT . R . T / VT como:

nT = n(He) + n(N2) + n(O2)

nT = m(He)/M(He) + m(N2)/M(N2) + m(O2)/M(O2)

nT = 8/4 + 14/28 + 12,8/32 nT = 2,9 mol

Então,PT = 2,9 . 0,082 . 300/5,8

PT = 12,3 atm

B) O gás hélio é o gás que apresenta a maior fração molar, pois apresenta maior número de mols, entre todos os componentes da mistura. Portanto, a pressão parcial do hélio é igual a:

pHe = xHe . PT

pHe = n(He)/[n(He) + n(N2) + n(O2)] . PTpHe = 2/2,9 . 12,3

pHe = 8,5 atm

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QU

ÍMIC

A

Questão 14 – Letra AComentário: A pressão a ser aplicada no êmbolo, para mantê-lo em equilíbrio estático, deve ser igual à pressão total exercida pelos gases sobre ele.

• Cálculo da pressão parcial do hélio:

p n He R T

VHe= ( ) . .

Como n = mM, então

p m He R T

M He VHe= ( ) . .

( ) .

p mol atmL mol K K

LHe= 0 25 0 082 400

10

1 1, . , . . . .

– –

pHe = 1,64 atm

• Cálculo da pressão parcial do hidrogênio:

=p

n(H ) .R . T

VH2

2

=

− −

p0,25 mol . 0,082 atm.L.mol .K . 400 K

10 LH

1 1

2

pH2 = 0,82 atm

• Cálculo da pressão total exercida pelos gases no êmbolo:

pT = pHe + pH2

pT = 1,64 atm + 0,82 atm

pT = 2,46 atm

Questão 15 – Letra AComentário: A pressão parcial dos gases é diretamente proporcional à quantidade de matéria, pois encontram-se na mesma temperatura e com o mesmo volume. Dessa forma, a pressão parcial do butano (a 100 mbar) equivale a 1 mol, enquanto a pressão parcial do oxigênio (a 500 mbar) equivale a 5 mols. A equação química que representa a combustão do gás butano é:

C H 5O 5H O CO 3CO4 10 2 2 2

+ → + +

Relacionando as quantidades de matéria dos gases butano e oxigênio com a equação de combustão descrita, conclui-se que ambos estão em relação estequiométrica. Portanto, a pressão parcial do CO2 equivale a 1, enquanto a pressão parcial do CO equivale a 3. A relação entre as pressões parciais do CO e do CO2 é estabelecida por:

pCOpCO

31

32

= =

Questão 16Comentário: • Cálculo da quantidade de matéria de H2 e CO2: M(H2) = 2 g.mol–1

M(CO2) = 44 g.mol–1

n =

mM

n(H2) =

6 g2 g.mol–1

= 3 mol

n(CO2) =

44 g44 g.mol–1

= 1 mol

• Cálculo da fração molar do H2:

xH2 =

n(H2)

n(H2) + n(CO

2)

=3 mol

(1 + 3)mol= 0,75

• Cálculo do volume total da mistura:

nT = 1 mol CO2 + 3 mol H2 = 4 mol

p = 8,2 atm

T = 27 °C = 300 K

R = 0,082 atm.L.K–1.mol–1

pTVT = nTRT

8,2 . VT = 4 . 0,082 . 300

VT = 12 L

• Cálculo do volume parcial do H2: V(H2) = VT . xH2

V(H2) = 12 L . 0,75 V(H2) = 9 L

Questão 17 – Letra AComentário: As velocidades de efusão e de difusão são diretamente proporcionais à raiz quadrada das temperaturas Kelvin dos gases e inversamente proporcionais à raiz quadrada de suas massas. Assim, a razão entre as velocidades de efusão dos gases y e z pode ser calculada utilizando a seguinte equação:

=v

v

m

my

z

z

y

=v

v36 / 4y

z

=v

v3y

z

Portanto, a velocidade de escoamento do gás y será 3 vezes maior em relação à do gás z.

Seção Enem



Habilidade: 9

Comentário: Como a água apresenta alto valor de calor específico, durante o dia ela necessita de maior quantidade de energia e de tempo para elevar sua temperatura, enquanto o solo, com baixo valor de calor específico, rapidamente eleva sua temperatura. Próximo à superfície do solo, com altas temperaturas, o ar se aquece, tende a se expandir e a diminuir sua densidade, subindo na atmosfera e deixando uma zona de baixa pressão, fazendo com que o ar na superfície da água, a uma menor temperatura e, portanto, a uma maior pressão, seja levado para a superfície terrestre. Esse fenômeno é denominado brisa marítima.

A água, à noite, também leva mais tempo para diminuir sua temperatura (dissipar energia), enquanto o solo diminui a temperatura mais rapidamente. Dessa forma, o ar sobre a água tende a estar mais quente e sobe na atmosfera, causando uma zona de baixa pressão, que é tomada pelo ar que se desloca do continente, o qual se encontrava a uma maior pressão devido à mais baixa temperatura. Esse fenômeno é conhecido como brisa terrestre.

Manual do Professor


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módulo – B 06

cálculos estequiométricos



A) Incorreta. De acordo com a seguinte equação balanceada

2C2H6(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 6H2O(g)

a relação estequiométrica, em mol, entre o etano e a água é de 1 : 3. Logo, a combustão completa de 1 mol de etano produz 3 mol de água.

B) Correta. Como a relação estequiométrica entre as quantidades de matéria de etano e gás carbônico é de 1 : 2 e o volume molar dos diferentes gases é sempre o mesmo, quando se encontram nas mesmas condições de temperatura e pressão, conclui-se que a proporção estequiométrica entre seus volumes também é de 1 : 2. Assim, a combustão completa de 28 L de etano produz 56 L de gás carbônico.

C) Incorreta. O volume molar de qualquer gás nas CNTP é 22,4 L. Isso significa que 22,4 L é o volume ocupado por 6,02 . 1023 moléculas desse gás.

D) Incorreta. A massa molar do etano é 30 g.mol–1. Assim, 60 g de etano correspondem a 2 mol e, portanto, ocupam um volume de 44,8 L nas CNTP.

E) Incorreta. Quando submetidos às mesmas condições de temperatura e pressão, 1 mol de qualquer gás ocupa sempre o mesmo volume.

Questão 02 – Letra CComentário: Se uma instalação petrolífera produz, em 1 hora, 12,8 kg de SO2, em 1 dia (24 horas) a quantidade produzida será:

24 . 12,8 kg = 307,2 kg de SO2

De acordo com a reação global do processo, a proporção estequiométrica entre as quantidades de matéria de SO2 formado e CaCO3 necessária para eliminá-lo é de 1 : 1.

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)CaO(s) + SO2(g) → CaSO3(s)

CaCO3(s) + SO2(g) → CaSO3(s) + CO2(g)

Assim, temos:

M(CaCO3) = 100 g.mol–1 M(SO2) = 64 g.mol–1

64 g de SO2 100 g de CaCO3

307,2 kg de SO2 x

x = 480 kg de CaCO3

Questão 03 – Letra AComentário: Inicialmente, havia 5 mol de X e 5 mol de Y. Após 1 minuto de reação, foram consumidos 1 mol de X e 2 mol de Y, produzindo 1 mol de Z. Como foram misturadas as mesmas quantidades, em mols, dos dois reagentes e como X e Y reagem na proporção, em mols, de 1 : 2, conclui-se que o reagente limitante é Y. A quantidade de Z produzida quando Y é totalmente consumido é de:

2 mol de Y 1 mol de Z

5 mol de Y x

x = 2,5 mol de Z

Questão 04 – Letra BComentário: A equação balanceada do processo é:

1Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)


A) Incorreta. De acordo com a reação balanceada, a relação estequiométrica, em mol, entre o óxido de ferro (III) e o monóxido de carbono é de 1 : 3. Sabendo que M(Fe2O3) = 160 g.mol–1 e que M(CO) = 28 g.mol–1, temos:

160 g de Fe2O3 reagem com

(28 . 3) g de CO

1,60 g de Fe2O3 reage com x

x = 0,84 g de CO

A quantidade de monóxido de carbono presente é maior que aquela necessária para reagir com todo o óxido de ferro. Logo, o CO é o reagente em excesso e o Fe2O3 é o reagente limitante da reação.

B) Correta. Como o Fe2O3 é o reagente limitante da reação, ele será totalmente consumido. De acordo com a reação balanceada, a relação estequiométrica, em mol, entre o óxido de ferro consumido e o ferro metálico produzido é de 1:2, e, portanto, temos:

160 g de Fe2O3 produzem 112 g de Fe

1,60 g de Fe2O3 produz x

x = 1,12 g de Fe

C) Incorreta. Conforme calculado no comentário da alternativa A, a quantidade de CO consumida na reação é igual a 0,84 g. A massa de CO que não reagirá ao final da reação é igual a:

mfinal = minicial – mreagiu

mfinal = 3,00 g – 0,84 g

mfinal = 2,16 g

D) Incorreta. De acordo com a reação balanceada, a relação estequiométrica, em mol, entre o óxido de ferro (III) e o dióxido de carbono é de 1 : 3. Sabendo que M(CO2) = 44 g.mol–1, o consumo de 1,60 g de Fe2O3 leva a formação de uma quantidade de CO2 igual a:

160 g de Fe2O3 produzem (3 . 44 g) de CO2

1,60 g de Fe2O3 produz x

x = 1,32 g de CO2

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QU

ÍMIC

A

E) Incorreta. De acordo com o comentário da alternativa B, o consumo de 1,60 g de Fe2O3 produz 1,12 g de ferro metálico com rendimento de 100%. Considerando que essa reação ocorra com um rendimento de 80%, a massa de ferro metálico produzida é igual a:

100% ——–––– 1,12 g de Fe

80% ——–––– x

x = 0,90 g de Fe

Questão 05 – Letra AComentário: Considerando a estequiometria da reação da etapa I e os valores de massa molar dos compostos NaCl = 58,5 g.mol–1; NaHCO3 = 84 g.mol–1; Na2CO3 = 106 g.mol–1, temos:

0,0585 kg NaCl ─── 0,084 kg NaHCO3

234 kg NaCl ─── x

x = 336 kg NaHCO3

Sabendo que o rendimento dessa reação é de 75%, a quantidade de NaHCO3 produzida é 336 kg NaHCO3 . 0,75 = 252 kg NaHCO3.

De acordo com a estequiometria da reação da etapa II e o rendimento igual a 100%, a quantidade de Na2CO3 formada é:

2 . 0,084 kg NaHCO3 ─── 0,106 kg Na2CO3

252 kg NaHCO3 ─── y

y = 159 kg Na2CO3

Questão 06 – Letra A

Comentário: A reação de decomposição do carbonato de cálcio está representada a seguir:

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

De acordo com a reação, a relação estequiométrica, em mol, entre o CaCO3 e o CaO é de 1 : 1.

M(CaCO3) = 100 g.mol–1

M(CaO) = 56 g.mol–1

Se a amostra de carbonato de cálcio estivesse pura, a massa de CaO obtida na decomposição térmica seria igual a:

100 g de CaCO3 56 g de CaO

5,00 g de CaCO3 x

x = 2,80 g

No entanto, foram produzidas apenas 2,24 g de CaO. Portanto, o percentual de pureza da amostra é igual a:

2,80 g 100%

2,24 g y

y = 80%



Comentário: Na reação

2NH3 + OCl– → N2H4 + Cl– + H2O

a amônia (NH3) reage com o hipoclorito (OCl–) na proporção,

em mols, de 2 : 1. A quantidade de hipoclorito necessária para

reagir com 3,6 mol de amônia é de:

2 mol de NH3 ——–––– 1 mol de OCl–

3,6 mol de NH3 ——–––– x

x = 1,8 mol de OCl–

Como foi colocado para reagir 1,5 mol de OCl–, conclui-se que

o hipoclorito é o reagente limitante da reação. De acordo com a

reação representada anteriormente, a quantidade de hidrazina

produzida quando o hipoclorito é consumido totalmente é

igual a:

1 mol de OCl– ——–––– 1 mol de N2H4

1,5 mol de OCl– ——–––– y

y = 1,5 mol de N2H4

Questão 02 – Letra DComentário: A equação presente no enunciado da questão é

representada, de forma balanceada, por:

2N2H4 + 1N2O4 → 3N2 + 4H2O

Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das

alternativas.

A) Correta. De acordo com a equação balanceada representada,

para cada 4 mol de água que são formados, são consumidos

2 mol de N2H4. Portanto, por mol de N2H4 que é consumido,

são formados 2 mol de água.

B) Correta. De acordo com a equação balanceada representada,

para cada 3 mol de N2 que são formados, é consumido

1 mol de N2O4.

C) Correta. A soma dos coeficientes estequiométricos da

equação balanceada é igual a 2 + 1 + 3 + 4 = 10

D) Incorreta. Para cada 3 mol de N2 que são formados,

é consumido 1 mol de N2O4. A proporção em massa para

essas quantidades de matéria relacionadas é:

1 mol de N2O4 ——–––– 3 mol de N2

92 g de N2O4 ——–––– 3 . 28 g (84 g)

Como o reagente limitante é o N2O4, quando 92 gramas

desse óxido reagem, são produzidos 84 g de N2.

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Questão 03 – Letra DComentário: De acordo com a reação de obtenção do estanho metálico:

SnO2(s) + 2C(s) → Sn(s) + 2CO(g)

para cada mol de estanho produzido, são obtidos simultaneamente 2 mol de monóxido de carbono.

Conforme os dados contidos no enunciado, foram produzidos 1,8 kg de Sn. A quantidade, em mol, de estanho produzido é igual a:

M(Sn) = 118,7 g.mol–1

118,7 g de Sn ——–––– 1 mol

1 800 g de Sn ——–––– x

x = 15,16 mol de Sn

Dessa maneira, serão produzidos 30,32 mol de CO, que correspondem, nas CNTP, a um volume de:

1 mol ——–––– 22,4 L

30,32 mol ——–––– y

y = 679,1 L de CO

Questão 04 – Letra CComentário: A reação de neutralização do ácido clorídrico pelo hidróxido de alumínio é representada a seguir:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

O Al(OH)3 reage com o HCl na proporção, em mol, de 1 : 3. Logo, a quantidade de hidróxido necessária para neutralizar 0,24 mol de ácido é igual a:

3 mol de HCl ——–––– 1 mol Al(OH)3

0,24 mol de HCl ——–––– x

x = 0,08 mol de Al(OH)3

Como M(Al(OH)3) = 78 g.mol–1, temos:

1 mol de Al(OH)3 78 g

0,08 mol de Al(OH)3 y

y = 6,24 g de Al(OH)3

Cada litro do antiácido utilizado contém 26 g de Al(OH)3. Logo, o volume de medicamento que possui a quantidade de hidróxido necessária para a neutralização do ácido é igual a:

26 g de Al(OH)3 1 000 mL

6,24 g de Al(OH)3 z

z = 240 mL

Questão 05 – Letra DComentário: A solução de HCl utilizada para a lavagem do piso de mármore possui concentração de 0,1 mol.L–1. Para determinar a quantidade de matéria em um volume de 4L da solução ácida, fazemos a seguinte relação:

0,1 mol HCl 1 L

x 4 L

x = 0,4 mol HCl

De acordo com a estequiometria da reação, 2 mol de HCl reagem completamente com 1 mol de CaCO3. Dessa forma, a quantidade de matéria de CaCO3 que reage com 0,4 mol de HCl é:

2 mol HCl 1 mol CaCO3

0,4 mol HCl y

y = 0,2 mol CaCO3

O valor da massa de carbonato de cálcio correspondente a 0,2 mol dessa substância é obtido considerando que (M = 100 g.mol–1):

m = n.M

m = 0,2 mol.100 g.mol–1

m = 20 g

Questão 06 – Letra CComentário: A reação de combustão completa do metano pode ser representada pela seguinte equação balanceada:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

A massa de metano presente em 5 m3 desse gás é igual a:

Densidade do metano = 0,60 kg.m–3

1 m3 0,60 kg de metano

5 m3 x

x = 3 kg de metano

A relação estequiométrica, em mol, entre o CH4 consumido e o CO2 produzido é de 1 : 1. Portanto, a massa de gás carbônico produzida na combustão de 3 kg de metano, considerando um rendimento de 100%, é igual a:

M(CH4) = 16 g.mol–1

M(CO2) = 44 g.mol–1

16 g de CH4 44 g de CO2

3 kg de CH4 y

y = 8,25 kg de CO2

A massa de gás carbônico produzida considerando um rendimento de 80% é igual a:

100% 8,25 kg de gás carbônico

80% z

z = 6,6 kg de gás carbônico

Questão 07 – Letra CComentário: A equação da reação química entre os gases hidrogênio e oxigênio, com a formação de água, é H2 +

12 O2 → H2O.

Pela estequiometria da reação, cada mol de H2 forma 1 mol de água. Considerando as massas molares do H2 = 2 g.mol–1 e H2O = 18 g.mol–1, a quantidade de água formada pela reação de 2 000 g de H2 é:

2 g H2 18 g H2O

2 000 g H2 x

x = 18 000 g H2O

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QU

ÍMIC

A


A) Pela análise da relação entre os coeficientes estequiométricos da reação, verifica-se que:

190,5 g Cu ─── 562,5 g sal

635 g Cu ─── x

x = 1 875 g sal

B) 635 g equivalem a 10 mol de Cu. Pela estequiometria da reação, temos que:

3 mol Cu ─── 2 mol NO

10 mol Cu ─── y

y = mol de NO

O volume do recipiente para armazenar os mol de NO produzidos é obtido pela equação de Clapeyron:

p . V = n . R . T

8,2 . V = . 0,082 . 300

V = 20 L

Questão 09 – Letra CComentário: Conforme descrito no enunciado, o processo considera a reação entre 1,0 mol de NaOH e quantidade estequiométrica (0,5 mol) de (NH4)2SO4. A reação envolvendo essas quantidades pode ser descrita por:

12 (NH4)2SO4(s) + NaOH(aq) → 1

2 Na2SO4 + H2O(l) + NH3(g)

Para responder ao exercício, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. No processo descrito, haverá produção de 0,5 mol de Na2SO4. Sendo sua massa molar igual a 2 . 23 g + 32 g + 4 . 16 g = 142 g.mol–1, a massa produzida será 71 g.

B) Correta. Conforme representado na equação anterior, haverá consumo de 0,5 mol de (NH4)2SO4.

C) Incorreta. Conforme representado na equação anterior, haverá produção de 1 mol de NH3(g). Considerando que se trata de um gás ideal nas CNTP, o volume ocupado pela substância será 22,7 L.

D) Correta. Conforme representado na equação anterior, haverá produção de 1 mol de H2O(g) e, portanto, 6,0 . 1023 moléculas.

Questão 10 – Letra BComentário: A reação entre sódio metálico e cloro gasoso, que produz o sal de cozinha, pode ser representada por

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

De acordo com a equação balanceada, a relação estequiométrica entre os reagentes de é 2 : 1, em mol. Essa relação pode ser convertida em massa utilizando-se os valores de massas molares do sódio metálico e do cloro gasoso:

M(Na) = 23 g.mol–1 M(Cl2) = 71 g.mol–1

46 g de Na —————— reagem com 71 g de Cl2Como foram misturadas quantidades iguais dos dois reagentes (7,60 g), conclui-se, com base na relação anterior, que o sódio metálico não será totalmente consumido, sendo, portanto, o reagente em excesso e, consequentemente, o cloro gasoso será o reagente limitante.

A relação estequiométrica, em mol, entre o reagente limitante e o produto é de 1 : 2.

M(NaCl) = 58,5 g.mol–1

A massa de cloreto de sódio obtida é igual a:

71 g de Cl2 117 g de NaCl

7,60 g de Cl2 x

x = 12,5 g de NaCl

Como o rendimento da reação é de 80%, temos:

12,5 g de NaCl 100%

y 80%

y = 10,02 g de NaCl

Questão 11 – Letra EComentário: A reação balanceada entre os gases hidrogênio e oxigênio, formando água, é representada a seguir:

2H2 + O2 → 2H2O

De acordo com o enunciado da questão, 1 mol de qualquer gás, mantido a 25 °C e 1 atm, ocupa o volume de 25 L. Na situação problema, uma mistura equimolar de O2 e H2 ocupa um volume de 50 L nas mesmas condições. A quantidade, em mol, dos gases presentes no recipiente é de

25 L 1 mol

50 L x

x = 2 mol de gases


A) Incorreta. Como a mistura é equimolar, há no recipiente 1 mol de O2 e 1 mol de H2. Hidrogênio e oxigênio reagem na proporção de 2:1; logo, o oxigênio se encontra em excesso no recipiente. A quantidade de O2 que reagiu é igual a

2 mol de H2 1 mol de O2

1 mol de H2 y

y = 0,5 mol de O2

Como no início havia 1 mol de O2, ao final da reação ainda restará 0,5 mol de O2 no recipiente, o que equivale a 16 g de oxigênio, ou seja, ao final da reação, existirão gás oxigênio e água no recipiente.

B) Incorreta. Vide resolução da alternativa A.

C) Incorreta. A massa do sistema permanece constante, pois ele se encontra fechado, de acordo com a Lei da Conservação das Massas de Lavoisier.

D) Incorreta. Nessa reação, o hidrogênio passa do estado de oxidação NOx = 0 para NOx = +1. Logo, ocorreu oxidação do hidrogênio.

E) Correta. A seguir, as massas molares da água, do gás hidrogênio e do gás oxigênio:

M(H2O) = 18 g.mol–1

M(H2) = 2 g.mol–1

M(O2) = 32 g.mol–1

De acordo com a equação da reação, para cada 1 mol de hidrogênio consumido, é produzido 1 mol de água. Logo, a quantidade, em gramas, de água formada será numericamente igual à sua massa molar, ou seja, a massa de água produzida é de 18 g.

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Questão 12Comentário: Os gases formados nesse processo são o dióxido de enxofre (SO2) e o monóxido de carbono (CO).

A equação global do processo é:

Etapa I : 2Cu S 3O 2Cu O 2SO

Etapa II (x2): 2Cu O 2C 2Cu 2CO

Eq. global: 2Cu S 3O 2C 2SO 2Cu 2CO

2 (s) 2(g) 2 (s) 2(g)

2 (s) (s) (s) (g)

2 (s) 2(g) (s) 2(g) (s) (g)

+ → +

+ → +

+ + → + +

Pela estequiometria da reação, dois mol de Cu2S formam 2 mol de SO2 e 2 mol de CO. Considerando o volume molar igual a 22,4 L e as massas molares das substâncias Cu2S = 159 g.mol-1, SO2 = 64 g.mol-1 e CO = 28 g.mol-1, podemos determinar o volume de cada um dos gases formados:

• Volume de SO2:

318 g Cu2S 128 g SO2

477 . 103 g Cu2S x

x = 1,92 . 105 g SO2

64 g SO2 22,4 L

1,92 . 105 g SO2 y

y = 6,72 . 104 L SO2

• Volume de CO:

318 g Cu2S 56 g CO

477 . 103 g Cu2S x

x = 8,4 . 104 g CO

28 g CO 22,4 L

8,4 . 104 g CO y

y = 6,72 . 104 L CO

Portanto, os volumes de gases formados são: V(SO2) = 6,72 . 104 L e V(CO) = 6,72 . 104 L.

Seção Enem

Questão 01 – Letra DEixo cognitivo: III


Habilidade: 8

Comentário: 1 comprimido emprega 500 mg de AAS (ácido acetil salicílico) e pretende fabricar 900 mil comprimidos. Portanto, a massa total de AAS será de: 450 000 g ou 450 kg.

Dada a reação:

Ácido + Anidrido → AAS + ácido acético

138 g ——–––– 180 g

x ——–––– 450 kg

x = 345 kg

Considerando que o rendimento é de 50%, são necessários 690 kg de ácido salicílico.



Habilidade: 17

Comentário: Cálculo das quantidades de matéria (n):

= =

= =

n 142,5 g95 g / mol

1,5 mol

n 80 g40 g / mol

2 mol

CH Br

NaOH

3

Como a proporção entre CH3Br e NaOH é de 1 : 1, o CH3Br é o reagente limitante e o NaOH é o reagente em excesso. Logo, são consumidos 1,5 mol de CH3Br, 1,5 mol de NaOH e são formados 1 mol de CH3OH (32 g):

R 1 mol 1,5 mol

. 100 67%= =



Habilidade: 17

Comentário: A distância percorrida é de 600 km e, considerando que o veículo consome 1 litro de combustível a cada 15 km rodados, temos:

1 litro ——–––– 15 km

x litros ——–––– 600 km

x = 40 litros

A massa de carbono pode ser obtida da seguinte maneira:

1 litro ——–––– 0,6 kg de carbono

40 litros ——–––– y

y = 24 kg de carbono

A quantidade de matéria de dióxido de carbono (CO2) formada é igual à quantidade de matéria de carbono consumida na reação de combustão completa do carbono, conforme representado a seguir:

C + O2 → CO2

Logo, temos:

1 mol de C ——–––– 1 mol de CO2

12 gramas de C ——–––– 44 gramas de CO2

24 kg de C ——–––– z

z = 88 kg de CO2



Habilidade: 25

Comentário: Para se obter a relação estequiométrica entre a esfalerita e o Zn, a partir da sequência de equações químicas apresentadas, deve-se obter a reação global do processo. Para tanto, deve-se multiplicar a segunda equação por dois e somá-la à primeira da seguinte forma:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

2ZnO + 2CO → 2Zn + 2CO2

2ZnS + 3O2 + 2CO → 2Zn + 2CO2

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QU

ÍMIC

A

Assim, a partir de 1 mol de ZnS, é produzido 1 mol de Zn:

1 mol de ZnS 1 mol de Zn

97 g 65 g

A pureza da esfalerita é de 75%. Portanto, a massa de ZnS presente em uma amostra de 100 kg desse minério é equivalente a 75 kg. A massa de zinco metálico obtida a partir dessa quantidade de Zn é obtida a partir da seguinte regra de 3:

97 g de ZnS 65 g de Zn

75 kg de ZnS x

x = 50,3 kg de Zn

Como o rendimento do processo é de 80%, temos:

50,3 kg de Zn 100% rendimento

y 80% rendimento

y = 40,2 kg de Zn

Assim, a massa de zinco metálico produzido será de, aproximadamente, 40 kg.



Habilidade: 25

Comentário: Para se obter a relação estequiométrica entre CaSO4 e SO2, deve-se obter a reação global do processo:

2CaCO3(s) + 2SO2(g) → 2CaSO3(s) + 2CO2(g)

2CaSO3(s) + O2(g) → 2CaSO4(s)

2CaCO3(s) + 2SO2(g) + O2(g) → 2CaSO4(s) + 2CO2(g)

Logo:

2 mol SO2(g) produz 2 mol CaSO4(s)

1 mol SO2(g) produz 1 mol CaSO4(s)

M(CaSO4): 40 + 32 + 4(16) = 136 g.mol–1

Portanto:

1 mol SO2(g) produz 136 g CaSO4(s)

136 g CaSO4(s) 100%

x 90% rendimento

x = 122,4 g de CaSO4(s)

Questão 06 – Letra DEixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: O ferro-gusa, conforme descrito no enunciado, apresenta 3,3% de carbono. Após a eliminação do excesso de carbono pela oxidação com gás oxigênio, forma-se aço doce, que contém 0,3% de carbono, e dióxido de carbono (CO2).

Assim, a quantidade de carbono eliminada corresponde a 3% da massa de ferro-gusa.

2,5 . 103 kg ferro-gusa 100%

x 3%

x = 75 kg de C

Sabendo que, no aquecimento do ferro-gusa com oxigênio, ocorre a reação C(s) + O2(g) → CO2(g), temos:

12 g de C 44 g de CO3

75 kg de C y

y = 275 kg de CO2

Questão 07 – Letra BEixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: A combustão do butano é representada pela seguinte equação química balanceada:

C4H10(g) + 132 O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)

Conforme a equação, o consumo de 58 g de butano (1 mol de C4H10) gera 176 g de gás carbônico (4 mol de CO2). Logo, a quantidade de butano necessária para produzir 1 kg de CO2 é igual a:

176 g de CO2 58 g de C4H10

1000 g de CO2 x

x = 330 g = 0,33 kg de C4H10



Habilidade: 25

Comentário: Como 62% do cimento produzido é constituído de óxido de cálcio, pode-se calcular a quantidade de CaO presente em 1 tonelada de cimento.

1 000 kg 100%

x 62%

x = 620 kg de CaO

Cálculo da quantidade de matéria, em mol, de CaO em 1 tonelada de cimento:

56 gramas 1 mol

620 000 gramas y

y = 11 071,4 mol de CaO

Como a estequiometria da reação de decomposição do CaCO3 é de 1 : 1 : 1, é possível calcular a massa de CO2 produzida.

1 mol 44 gramas de CO2

11 071,4 mol z

z = 487 142,9 gramas ou 487,1 kg de CO2

Manual do Professor


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A quantidade de material, citada no cálculo do fator de emissão de CO2, corresponde à massa de cimento produzido. Dessa forma, temos:

Fator de emissão de CO2 = massa de CO emitida

quantidade de material

2

Fator de emissão de CO2 = 487 1

1 000,

kg

kg de cimento

Fator de emissão de CO2 = 4,9 . 10–1



Habilidade: 25

Comentário: Como o ataque ácido dissolve completamente 1 mg de hidroxiapatita, a quantidade, em mol, do composto dissolvido corresponde a:

1 mol 1 004 gramas

x 0,001 gramas

x = 9,96 . 10–7 mol

Como a estequiometria da reação é de 1:10, para a formação de íons Ca2+, temos:

9,96 . 10–7 . 10 = 9,96 . 10–6 mol de Ca2+

40 gramas 1 mol

y 9,96 . 10–6 mol

y = 3,984 . 10–4 gramas ou 0,398 mg de Ca2+

Como a estequiometria da reação é de 1:6, para a formação de HPO4

2–, temos:

9,96 . 10–7 . 6 = 5,976 . 10–6 mol de HPO42–

96 gramas 1 mol

z 5,976 . 10–6 mol

z = 5,73 . 10–4 gramas ou 0,573 mg de HPO42–

Com a dissolução de 1 mg de hidroxiapatita, são produzidos 0,398 mg de Ca2+ e 0,573 mg de HPO4

2–. Com isso, a massa de íons totais produzidos é de

0,398 + 0,573 = 0,971 mg



Habilidade: 25

Comentário: O sulfato de chumbo constitui 60% da massa da pasta residual de uma bateria usada. A massa de PbSO4 puro presente em 6 kg de pasta residual é igual a

100% 6 kg de PbSO4

60% x

x = 3,6 kg de PbSO4

M(PbSO4) = 303 g.mol–1

A quantidade, em mol, de PbSO4 correspondente a 3,6 kg desse composto é igual a

1 mol 303 g

x 3 600 g

x = 11,88 mol

Como a estequiometria da reação de formação do PbCO3 é de 1 : 1, a massa de PbCO3 obtida, considerando-se o rendimento de 100%, é igual a

M(PbCO3) = 267 g.mol–1

1 mol 267 g

11,88 mol x

x = 3 171,9 g = 3,17 kg

Porém, o rendimento da reação de formação do PbCO3 é de 91%. Dessa forma, temos:

3,17 kg 100%

x 91%

x = 2,88 kg de PbCO3 produzido

Questão 11 – Letra BEixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: O rendimento do tratamento de 1 tonelada de minério até chegar a 1,5 kg de dióxido de urânio puro pode ser calculado da seguinte forma:

massa obtida ao fim do processomassa original

.100%

1,5 kg1 000 kg

.100% 0,15%=



Habilidade: 25

Comentário: Considerando que a reação do luminol ocorra com rendimento de 100%, a massa de 3-aminoftalato, produto III, formada quando se utiliza 54 g de luminol, é de

177 g de luminol 164 g de 3-aminoftalato

54 g de luminol x

x = 50,0 g de 3-aminoftalato

Considerando um rendimento de 70%, a massa de 3-aminoftalato produzida é de

100% 50,0 g de 3-aminoftalato

70% y

y = 35,0 g de 3-aminoftalato

42 Coleção 4V

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A



Habilidade: 25

Comentário: Para neutralizar 10 000 toneladas de ácido sulfúrico são necessárias 10 000 toneladas de carbonato de cálcio, visto que a reação ocorre na proporção em massa de 1:1, conforme a equação química apresentada. O calcário utilizado para a neutralização possui 80% de CaCO3. Sendo assim, a massa de calcário que contém a quantidade de CaCO3 necessária para a neutralização total do ácido é de

80% 10 000 toneladas

100% x

x = 12 500 toneladas de calcário

Para transportar todo o calcário, o número de caminhões que suportam até 30 toneladas será de

30 toneladas 1 caminhão

12 500 toneladas z

z = 417 caminhões

módulo – B 07

introdução à Termoquímica


Questão 01 – Letra BComentário: As três equações representam a formação da mesma substância, porém em estados físicos diferentes.

A formação da substância no estado gasoso é a que libera a menor quantidade de energia, pois o sistema deve armazenar uma quantidade de energia suficiente para garantir a existência do estado gasoso. Logo, Q3 < Q1 e Q3 < Q2.

Ao contrário, a formação da substância sólida é a que libera a maior quantidade de energia, já que esse é o estado físico que armazena menos energia. Assim, Q2 > Q1 e Q2 > Q3.

Portanto, a sequência correta é Q2 > Q1 > Q3.

Questão 02 – Letra BComentário: A evaporação da água (H2O(l) → H2O(v)) é um processo endotérmico, já que envolve o rompimento de interações intermoleculares. Logo, ao evaporar, a água absorve calor do corpo humano.

Questão 03 – Letra AComentário: O diagrama apresenta a energia envolvendo a formação de 1 mol de água nas fases líquida e vapor. De acordo com o diagrama, esses processos são exotérmicos, pois ocorrem com liberação de energia. A formação de água líquida libera mais energia que a formação de água no estado de vapor, já que no estado líquido o conteúdo energético da água é menor que no estado de vapor.

Essa diferença de energia é aquela associada à transformação da água vaporizada em água líquida e, pelo diagrama, é dada por:

ΔHcondensação(H2O) = ΔHf(H2O(l)) – ΔHf(H2O(v))ΔHcondensação(H2O) = –285,8 kJ – (–241,8 kJ)

ΔHcondensação(H2O) = –44 kJ

Questão 04 – Letra AComentário: Todo processo de dissolução acarreta uma liberação ou uma absorção de energia sob a forma de calor. Nesse caso, observou-se a diminuição da temperatura da solução, que é decorrente da absorção de energia do ambiente pelo sistema. A solução formada é, portanto, mais energética que o sal e a água separados, caracterizando um processo endotérmico.

Questão 05 – Letra BComentário: Reações exotérmicas são aquelas em que os reagentes têm maior energia do que os produtos. O ΔH do processo é negativo, pois parte da energia contida nos reagentes é liberada para o ambiente na forma de calor. Dentre as reações descritas, a única que possui entalpia menor que zero é a II. Logo, a alternativa correta é a B.

Questão 06 – Letra BComentário: No diagrama, verifica-se que houve liberação de energia, pois o produto apresenta menor energia que os reagentes. Portanto, trata-se de um processo exotérmico. Quando representamos energia liberada na reação, ela deve ser apresentada do lado dos produtos e com sinal positivo.


Questão 01 – Letra DComentário: As transformações apresentadas correspondem a uma sequência de transformações físicas da água. O conteúdo energético do estado físico sólido é menor que o do estado líquido, que, por sua vez, é menor que o do estado gasoso. Assim, as mudanças de estado físico de sólido para líquido (transformação I) e de líquido para gasoso (transformação II) são processos que absorvem energia e, portanto, endotérmicos (ΔH > 0). Já a mudança de estado físico de gasoso para líquido é um processo que libera energia e, portanto, exotérmico (ΔH < 0).

Questão 02 – Letra BComentário: Os fenômenos químicos endotérmicos são aqueles que absorvem energia térmica, uma vez que os reagentes são menos energéticos do que os produtos. Considerando cada uma das reações apresentadas, podemos classificá-las como:

I. Processo endotérmico. Contudo, não é um fenômeno químico pois trata-se apenas do processo de mudança de estado físico do ferro.

II. Processo endotérmico. A reação de decomposição da água líquida em hidrogênio e oxigênio envolve a absorção de energia, para que ocorra a quebra das ligações dos reagentes para a formação dos produtos.

Manual do Professor


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III. Processo exotérmico. A combustão do C(s) é um processo que envolve a liberação de energia.

IV. Processo Exotérmico. Contudo, não é um fenômeno químico pois trata-se apenas do processo de mudança de estado físico da água.

V. Processo endotérmico. A reação de decomposição da amônia em hidrogênio e nitrogênio envolve a absorção de energia, para que ocorra a quebra das ligações dos reagentes para a formação dos produtos.

Questão 03 – Letra DComentário: A vaporização da água é um processo endotérmico, pois essa substância sofre uma transformação em que passa de um estado físico menos energético (líquido) para um estado físico mais energético (gasoso).

Questão 04 – Letra AComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.A) Correta. Na equação representada, há liberação de energia

térmica, indicando que a reação é exotérmica. Dessa forma, os produtos são menos energéticos que os reagentes.

B) Incorreta. Os conteúdos energéticos das três fases de agregação da matéria são diferentes, sendo menor para o estado físico sólido e maior para o estado físico gasoso. Dessa forma, a mudança da fase de agregação de um reagente ou produto resultará em uma mudança no valor da quantidade de calor liberado na reação.

C) Incorreta. Quando há liberação de energia térmica, as reações são classificadas como exotérmicas.

D) Incorreta. O ΔH é proporcional à quantidade de reagentes e de produtos que participam da reação devido ao fato de a energia química estar associada às ligações químicas. Dobrando-se a quantidade de reagentes, por exemplo, dobra-se o número de ligações e, consequentemente, o conteúdo energético.

E) Incorreta. Conforme a estequiometria da reação, a queima de 1 mol de C8H18 gera 8 mol de CO2.

M(C8H18) = 114 g.mol–1

M(CO2) = 44 g.mol–1

Assim, a massa de CO2 produzida pela combustão de 228 g de C8H18 é igual a

1 mol de C8H18 8 mol de CO2

114 g de C8H18 352 g de CO2

228 g de C8H18 x

x = 704 g de CO2

Questão 05 – Letra AComentário: De acordo com a segunda equação, a queima de 1 mol de hexano libera 4,2 . 103 kJ.mol–1 de energia.

Cálculo da massa de etanol que gera 4,2 . 103 kJ.mol–1 de energia.

M(C2H6O) = 46 g.mol–1

De acordo com a primeira equação,

1,4 . 103 kJ 46 g de etanol

4,2 . 103 kJ x

x = 138 g de etanol.

Questão 06 – Letra BComentário: O diagrama mostra as etapas da dissolução do cloreto de sódio com suas respectivas variações energéticas. Pode-se representar a dissolução do cloreto de sódio por meio da seguinte equação:

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl–(aq)

A entalpia é uma função de estado, ou seja, não depende dos estados intermediários pelos quais passa a reação, mas sim de seus estados inicial e final. Assim, podemos calcular a variação de entalpia da dissolução do cloreto de sódio utilizando as reações intermediárias, conforme o diagrama.

NaCl(s) → Na+(g) + Cl–(g) ΔH = +766 kJ.mol–1

Na+(g) + Cl–(g) → Na+

(aq) + Cl–(aq) ΔH = –760 kJ.mol–1

O ΔH de dissolução do cloreto de sódio é a soma dos ΔHs das etapas intermediárias mostradas no diagrama.

ΔHdiss(NaCl) = 766 kJ.mol–1 – 760 kJ.mol–1

ΔHdiss(NaCl) = 6 kJ.mol–1

A dissolução de 1 mol de cloreto de sódio é pouco endotérmica, envolvendo menos de 10 kJ de energia.

Questão 07 – Letra DComentário: A evaporação da acetona é um processo que absorve energia (endotérmico). Essa energia está sendo continuamente absorvida da vizinhança (água) durante a evaporação, fazendo diminuir a temperatura. O gráfico que melhor descreve a variação da temperatura da água em função do tempo é o da alternativa D.

Seção Enem



Habilidade: 17

Comentário: A substância n-hexano possui temperatura praticamente constante diante da exposição à radiação micro--ondas. De acordo com as regras de nomenclatura sistemática da IUPAC, o prefixo “hex-” indica a presença de 6 átomos de carbono, o infixo “-an-” indica a presença somente de ligações simples entre átomos de carbono e o sufixo “-o” indica um hidrocarboneto. Por fim, o “n” indica que se trata de uma cadeia normal, ou seja, não ramificada. Assim, o solvente apresenta a fórmula CH3CH2CH2CH2CH2CH3.



Habilidade: 3


A) Incorreta. O álcool está na temperatura ambiente, próximo de 25 °C, menor do que a temperatura corporal. Quando entra em contato com a pele, tem-se a sensação de frio, pois o corpo tende a perder calor até entrar em equilíbrio térmico com o líquido. Mesmo que o álcool estivesse inicialmente em uma temperatura igual à do corpo, a sua vaporização (processo endotérmico) promoveria uma diminuição de sua temperatura, permitindo o recebimento de calor do corpo e a consequente diminuição da febre.

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A

B) Incorreta. O resfriamento não está associado à ocorrência de uma reação química entre álcool e um dos componentes da pele, mas sim ao processo físico de vaporização.

C) Correta. Ao esfregar o álcool na pele, ocorre vaporização, processo endotérmico que retira calor da pele, ajudando a reduzir a temperatura corporal.

D) Incorreta. O álcool, ao evaporar, retira calor da vizinhança, que, nesse caso, será a pele, a qual será parcialmente resfriada por esse processo.

E) Incorreta. A pele não absorve o álcool e este, por sua vez, não interage com a água contida na pele. Esse fato não determina a perda de líquido do organismo nem a diminuição da temperatura corporal.

módulo – B 08

calores de reação e energia de ligação


Questão 01 – Letra BComentário: Na transpiração, a água líquida presente no suor é evaporada, sendo transformada em vapor de água. Considerando os valores fornecidos para as entalpias de formação da água líquida e a de formação do vapor de água, calcula-se a variação da entalpia para o processo conforme é mostrado a seguir:

ΔHºf(H2O(l)) = –68,3 kcal.mol–1

ΔHºf(H2O(g)) = –57,8 kcal.mol–1

H2O(l) → H2O(g) ΔH= ?

ΔH = ΣΔHºf (produtos) – ΣΔHºf(reagentes)

ΔH = [ΔHºf(H2O(g))] – [ΔHºf(H2O(l))]

ΔH= –57,8 – (–68,3)

ΔH= +10,5 kcal.mol–1

Como a densidade da água é 1,0 g.mL–1, a massa correspondente a 180 mL é igual a 180 g.

M(H2O)= 18 g.mol–1

180 g de H2O = 10 mol de água

Para a conversão de 1 mol de água líquida em 1 mol de vapor de água, é necessária a absorção de 10,5 kcal. Assim, para a conversão de 10 mol de água líquida em 10 mol de vapor de água, é necessária a absorção de 105 kcal.


A) Incorreta. Experimentalmente, é impossível determinar a entalpia dos reagentes e produtos em uma determinada reação química. Dessa forma, estabeleceu-se que as substâncias simples apenas em sua forma mais estável, a 25 ºC e 1 atm, são padrões e que seus valores de entalpia são iguais a zero.

B) Correta. O calor de formação padrão do CO2(g) corresponde à variação de entalpia da reação de síntese de um mol dessa substância, a 25 ºC e 1 atm, a partir de reagentes simples na forma alotrópica mais estável e pode ser representado pela seguinte reação:

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔHºformação

Como esses reagentes apresentam, por definição entalpia de formação igual a zero, temos:

ΔHºformação = Hºprodutos – Hºreagentes ΔHºformação = Hº(CO2(g)) – Hº(C(grafite)) – Hº(O2(g))

ΔH°formação = H°(CO2(g)) – 0 – 0

ΔHºformação = Hº(CO2(g))

Portanto, a entalpia padrão do CO2(g) a 25 ºC e 1 atm é numericamente igual ao seu calor de formação nas mesmas condições de temperatura e pressão.

C) Incorreta. Por definição, apenas substâncias na forma alotrópica mais estável, no estado padrão, apresentam entalpia de formação igual a zero.

D) Incorreta. Entalpia de formação e calor de formação são numericamente iguais como foi demonstrado na resolução do item B dessa questão.

E) Incorreta. O calor de formação é a variação de entalpia e não de entropia na formação de 1 mol de substância composta a partir de substância simples na forma alotrópica estável no estado padrão.


A) A variação de entalpia das reações I e II podem ser calculadas por meio da equação:

ΔH = Hprodutos – Hreagentes Reação I:

ΔHº = [ΔHºf(C2H6(g)) + ΔHºf(H2(g))] – 2ΔHºf(CH4(g))

ΔHº = –85,0 + 0 – 2 . (–75,0)

ΔHº = +65,0 kJ.mol–1 de C2H6(g)

Reação II:

ΔHº = [ΔHºf(C2H6(g)) + ΔHºf(H2O(g))]

– [2ΔHºf(CH4(g)) + 0,5ΔHºf(O2(g))]

ΔHº = –85,0 + (–242,0) – 2 . (–75,0) – 0,5 . (0)

ΔHº = –177,0 kJ.mol–1 de C2H6(g)

B) Como a reação I é endotérmica (ΔH > 0), ela ocorre com absorção de energia, provocando resfriamento do sistema e da vizinhança. Logo, a temperatura da água diminui.

Já a reação II ocorre com liberação de energia, uma vez que se trata de um processo exotérmico (ΔH < 0). Dessa forma, ocorre aquecimento do sistema e da vizinhança, resultando em aumento da temperatura da água.

Manual do Professor


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Questão 04 – Letra C Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmações.

I. Incorreta. A energia da ligação O=O é menor que a energia

da ligação N N. Isso significa que é necessária uma maior

quantidade de energia para decompor a molécula de N2 do

que para decompor a molécula de O2.

II. Correta. A energia da ligação H—Cl é maior que a das ligações H—Br e H—I. Conclui-se, então, que a ligação H—Cl é a mais estável das três.

III. Correta. Entre as moléculas H2, O2 e Cl2, a menos estável é a de Cl2, já que possui a menor energia de ligação.

IV. Incorreta. Pode-se calcular o ΔH da reação

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

usando-se a expressão

ΔH = ΣΔHligações rompidas nos reagentes + ΣΔHligações formadas nos produtos

ΔH = ΔH(H—H) + ΔH(Cl—Cl) + 2ΔH(H—Cl)

ΔH = 470,7 + 242,5 + 2 . (–431,5)

ΔH = –149,8 kJ

Portanto, a reação é exotérmica (ΔH < 0).

Questão 05 – Letra DComentário: Como são informados os valores de energia de

ligação das substâncias envolvidas na reação, podemos calcular

o ΔHº dessa reação utilizando esses calores de ligação.

A variação de entalpia dessa reação pode ser calculada por:


Essa expressão é válida, pois ela indica a diferença entre a energia

absorvida na ruptura de ligações dos reagentes e a energia

liberada na formação de ligações dos produtos. A representação

das ligações na reação química facilita esse raciocínio:

H—H(g) + Cl—Cl(g) → 2H—Cl(g)

Portanto:

ΔH = [ΔHL(H—H) + ΔHL(Cl—Cl)] + [2 . ΔHL(H—Cl)]

ΔH = (436 + 243) + 2 . (–432)

ΔH = –185 kJ

Devemos observar que –185 kJ é referente à formação de dois

mols de HCl(g), e, assim, a entalpia de formação do HCl(g) é

de –92,5 kJ.mol–1.

Questão 06 – Letra B Comentário: A variação de entalpia da reação de formação

de 2 mol de NO2 é obtida pela Lei de Hess:

2NO N O H 180,0 kJ / mol

N 2O 2NO H 68,0 kJ / mol

2NO O 2NO H 112,0 kJ / mol

(g) 2(g) 2(g)

2(g) 2(g) 2(g)

(g) 2(g) 2(g)

→ + ∆ = −

+ → ∆ = +

+ → ∆ = −

Para determinar a variação de entalpia na formação de um

mol de NO2, basta dividir por 2 o valor de ΔH calculado

anteriormente. Logo, o ΔH da reação é –56,0 kJ/mol.



Comentário: Reações que envolvem a formação de 1 mol

de uma substância a partir de substâncias simples no estado

padrão (25 °C e 1 atm) e na forma alotrópica mais estável são

chamadas reações de formação.

Portanto, a formação do FeO(s) deve ser feita a partir de

Fe(s) e de O2(g).

Questão 02

Comentário:

A) As equações químicas que representam a combustão do

etanol e do n-octano são:

C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) e

C8H18(l) + 25

2O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(g).

B) Considerando que a gasolina é constituída por frações

molares iguais de etanol e de n-octano, cada mol de

gasolina contém 0,5 mol de etanol e 0,5 mol de n-octano.

A energia associada à combustão da gasolina será a soma

das entalpias de combustão do etanol e do n-octano. Logo,

temos que:

0,5 . (–1 368) + 0,5 . (–5 471) = –684 – 2 735,5 =

–3 419,5 kJ.mol–1.

C) A densidade da gasolina é 0,72 g.cm–3 e a massa associada

a 1,0 litro de gasolina é:

0,72 g gasolina 1 mL

x 1 000 mL

x = 720 g gasolina

A massa aparente da gasolina é de 80,1 g.mol–1, que

pode ser relacionada com a massa de gasolina obtida

anteriormente:

80,1 g 1 mol

720 g y

y = 8,99 mol

Portanto, a energia liberada na combustão de 1,0 L da gasolina é

1 mol –3 419,5 kj

8,99 mol z

z = –30 737,1 kj

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QU

ÍMIC

A


Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos


I. Incorreta. A vaporização de qualquer substância é um

processo endotérmico, uma vez que é necessária a absorção

de energia para que ocorra a mudança de estado líquido

para o estado gasoso.

II. Correta. A combustão é um exemplo de reação exotérmica,

que libera energia térmica pelo fato de os reagentes serem

mais energéticos do que os produtos formados.

III. Incorreta. A reação química de dissolução da cal viva em

água é um processo em que ocorre liberação de calor.


Comentário: Para se determinar a relação entre a energia

liberada e a quantidade de CO2 produzida, é preciso determinar

a quantidade, em mol, de CO2 produzida em cada reação de

combustão. Assim, temos:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH = –890 kJ.mol–1

C2H2 + 52 O2 → 2CO2 + H2O ΔH = –1 300 kJ.mol–1

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O ΔH = –2 200 kJ.mol–1

n-C4H10 + 132 O2 → 4CO2 + 5H2O ΔH = –2 880 kJ.mol–1

Seja N o quociente da energia liberada por mol de CO2 produzido,

então, para cada espécie, temos:

N(CH4) = 890 kJ.mol–1 de CO2

N(C2H2) = 1 300 kJ / 2 mol de CO2 = 650 kJ.mol–1 de CO2

N(C3H8) = 2 200 kJ / 3 mol de CO2 = 733,34 kJ.mol–1 de CO2

N(n-C4H10) = 2 880 kJ / 4 mol de CO2 = 720 kJ.mol–1 de CO2

Logo, o metano libera maior quantidade de energia por mol

de CO2 produzido.


Comentário: Como são informados os valores de ΔH°f das

substâncias envolvidas na reação, pode-se calcular o ΔH°

utilizando os calores de formação.

A variação de entalpia da reação indicada pode ser calculada por:

ΔH°R = ΣΔH°f(produtos) – ΣΔH°f (reagentes)

ΔH°R = [ΔH°f(Na2CO3(s)) + ΔH°f (H2O())+ ΔH°f (CO2(g))]

– [2 . ΔH°f (NaHCO3(s))]

ΔH°R = [ (–1 130) + (–286) + (–394)] – [2 . (–947)]

ΔH°R = [ (–1 130) + (–286) + (–394)] – [2 . (–947)]

ΔH°R = +84 kJ

Como a variação de entalpia é positiva, a reação é endotérmica.

Questão 06

Comentário:

A) Como são informados os valores de ΔHºf das substâncias

envolvidas na reação, podemos calcular o ΔHº dela

utilizando os calores de formação.

A equação balanceada da reação de combustão completa

do etanol é:

C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O()

A variação de entalpia para essa reação pode ser calculada

por:

ΔH°C = ΣΔHºf(produtos) – ΣΔHºf (reagentes)

ΔH°C = [2 . ΔHºf(CO2(g)) + 3 . ΔHºf(H2O())]

– [ΔHºf(C2H5OH()) + 3 . ΔHºf(O2(g))]

ΔH°C = [2 . (–394) + 3 . (–286)] – [(–278) + 3 . (0)]

ΔH°C = –1 368 kJ.mol–1

B) A reação de combustão do etanol é exotérmica, uma vez

que a variação de entalpia é negativa (–1 368 kJ.mol–1),

ou seja, ocorre com liberação de energia.

Questão 07

Comentário:

A) NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g)

B) Para determinar se o processo é endotérmico ou exotérmico,

é necessário calcular a entalpia-padrão da reação,

utilizando-se a seguinte expressão:

ΔH° = ΣΔH°(produtos) – ΔH°(reagentes)

Substituindo os valores de ΔH° informados para cada substância na equação anterior e multiplicando-os pelos respectivos coeficientes estequiométricos, encontra-se o valor de ΔH° da reação.

ΔH° = [(+82) + 2 . (–242)] – [–366]

ΔH° = –36 kJ.mol–1

O processo é exotérmico devido ao valor de ΔH° da reação ser negativo, indicando que são liberados 36 kJ de energia por mol de nitrato de amônio decomposto.


Comentário: Como são informados os valores de ΔHºf das

substâncias envolvidas na reação, podemos calcular o ΔHº

dessa reação utilizando os calores de formação.

A variação de entalpia da reação indicada pode ser calculada por:

ΔHºR = ΣΔHºf(produtos) – ΣΔHºf(reagentes)

ΔHºR = [ΔHºf(C4H8(g)) + ΔHºf(H2(g))] – [ΔHºf(C4H10(g))]

Manual do Professor


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No entanto, o enunciado não nos fornece o ΔHºf(C4H10(g)),

e sim o ΔH°C(C4H10(g)). Com base nesse último dado, é possível

calcular o ΔHºf (C4H10(g)) da seguinte forma:

C4H10(g) + 132O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l)

ΔH°C(C4H10(g)) = ΣΔHºf (produtos) – ΣΔHºf (reagentes) = –2 877,6 kJ

–2 877,6 kJ = [4 . ΔHºf(CO2(g)) + 5 . ΔHºf(H2O(l))]

– [ΔHºf(C4H10(g)) + 13/2 . ΔHºf(O2(g))]

–2 877,6 kJ = [4 . (–393,5) + 5 . (–285,8)]

– [ΔHºf(C4H10(g)) + 13/2 . (0)]

ΔHºf(C4H10(g)) = –125,4 kJ.mol–1

Com esse dado, podemos calcular o ΔHºR da reação pedida:

ΔHºR = [ΔHºf(C4H8(g)) + ΔHºf(H2(g))] – [ΔHºf(C4H10(g))]

ΔHºR = [(–11,4) + (0)] – [(–125,4)]

ΔHºR = +114 kJ.mol–1

Questão 09 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, calcularemos o

valor da entalpia para os processos de fermentação alcoólica

e láctica:

• Fermentação alcoólica:

H H H

H [2 . ( 394) 2 . ( 278)] ( 1 268)

H 76 kJ.mol

fo

fo

produtos fo

reagentes

fo

fo 1

∑ ∑∆ = ∆ − ∆

∆ = − + − − −

∆ = − −

• Fermentação láctica:

∑ ∑∆ = ∆ − ∆

∆ = − − −

∆ = − −

H H H

H 2 . ( 678) ( 1268)

H 88 kJ.mol

fo

fo produtos f

o reagentes

fo

fo 1

Para cada uma das alternativas, temos:

A) Incorreta. Os dois processos de fermentação liberam energia.

B) Incorreta. Os dois processos são exotérmicos e liberam quantidades diferentes de energia para uma mesma massa de glicose fermentada.

C) Incorreta. A fermentação lática libera maior quantidade de energia quando comparada à fermentação alcoólica.

D) Correta. A fermentação láctica libera uma quantidade de energia maior do que a fermentação alcoólica para uma mesma massa de glicose envolvida.

Questão 10 – Letra AComentário: Reações que envolvem a formação de 1 mol

de uma substância a partir de substâncias simples no estado

padrão (25 °C e 1 atm) e na forma alotrópica mais estável são

chamadas reações de formação. Portanto, a reação de formação

do HNO3(l) terá como reagentes as seguintes substâncias:

H2(g), N2(g) e O2(g).

A Lei de Hess permite a manipulação das equações químicas

tais quais equações matemáticas. Dessa forma, para se obter

a equação da reação de formação desse processo, basta dividir

todas as etapas da síntese industrial do ácido nítrico e os seus

respectivos valores de variações de entalpia fornecidos no

enunciado por dois e, então, somá-las:

12H2(g) + 12O2(g) →

12H2O(l) 1

2 . ΔH1 = –143,3 kJ

12N2(g) +

12O2(g) →

12N2O5(g) 1

2 . ΔH2 = –28,0 kJ

12N2O5(g) +

12H2O(l) → HNO3(l) 1

2 . ΔH3 = –38,25 kJ

_______________________________________________________

12H2(g) +

12N2(g) + 12

O2(g) → HNO3(l) ΔH4 = –209,55 kJ

Logo, a entalpia de formação do ácido nítrico é igual a

–209,55 kJ.mol–1.


Comentário: Pela Lei de Hess, podemos somar e subtrair

reações químicas tal qual equações matemáticas. Assim,

podemos manipular as reações dadas da seguinte maneira:

2NH3 + 72O2 → 2NO2 + 3H2O ΔH2 = –Q2 J+ N2O5 + 3H2O → 2NH3 + 4O2 ΔH3 = +Q3 J

N2O5 → 2NO2 + 12O2 ΔH4 = (Q3 – Q2) J

Como temos Q3 > Q2, logo, ΔH4 > 0, ou seja, a reação é

endotérmica.


Comentário: Pela Lei de Hess, podemos somar e

subtrair reações químicas tal qual equações matemáticas.

Assim, podemos manipular as reações dadas da seguinte

maneira:

C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH1

+ 2CO2(g) + 3H2O(g) → C2H5OH(g) + 3O2(g) –ΔH2

C2H5OH(l) + 3H2O(g) → C2H5OH(g) + 3H2O(l) ΔHR = ΔH1 – ΔH2

Percebemos, então, que a entalpia molar de vaporização do

etanol pode ser calculada por:

C2H5OH(l) + 3H2O(g) → C2H5OH(g) + 3H2O(l) ΔHR = ΔH1 – ΔH2+ 3H2O(l) → 3H2O(g) 3 . ΔHvap. água

C2H5OH(l) → C2H5OH(g) ΔHvap. etanol = (ΔH1 – ΔH2) + 3 . ΔHvap. água

Logo, é preciso que se conheça, além dos valores de ΔH1 e de ΔH2,

o valor da entalpia molar de vaporização da água.

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A

Questão 13 – Letra BComentário: O valor da entalpia da reação de formação da água gasosa pode ser obtido por meio da Lei de Hess. Com os valores disponíveis na tabela, é possível formular as equações químicas envolvidas no processo:

l

l

l

l

l l

H 2H H 0,45 kJ

12

O 12

O H 1,70 kJ

2H 12

O H O H 285,83 kJ

H O H O H 0,45 kJ

H 12

O H O H 283,2 kJ / mol

2( ) (g)

2( ) 2(g)

(g) 2(g) 2 ( )

2 ( ) 2 (g)

2( ) 2( ) 2 (g)

→ ∆ = +

→ ∆ = +

+ → ∆ = −

→ ∆ =

+ → ∆ = −

Logo, o valor de entalpia mais aproximado é o descrito na alternativa B.

Questão 14 – Letra AComentário: A combustão de um mol de gás propano é representada pela reação balanceada a seguir:

C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(v)

A variação de entalpia da reação pode ser calculada a partir dos valores de energia de ligação. Nessa reação, as ligações são quebradas nos reagentes e novas ligações são formadas nos produtos. Assim, temos:

ΔH = ΣΔHligações rompidas nos reagentes + ΣΔHligações formadas nos produtosΔH = [8 . 413 + 2 . 348 + 5 . 498] + [3 . 2 . (–744) + 4 . 2 . (–462)]

ΔH = 6 490 – 8 160

ΔH = –1 670 kJ.mol–1

Assim, a combustão de 1 mol de gás propano libera 1 670 kJ de energia.

Questão 15 – Letra BComentário: O valor da energia de ligação H H é obtido a partir da variação da entalpia no processo de atomização de 2 mol de H2:

H(kcal)

C(g) + 4H(g)

C(g) + 2H2(g)

C(grafite) + 2H2(g)

CH4(g)

∆H = 208 kcal

Nesse processo, foram absorvidas 208 kcal de energia para romper 2 mol de ligações H H. Assim, para romper 1 mol dessas ligações, será necessária a absorção de 104 kcal.

O valor da energia de ligação C H é obtido por meio da variação da entalpia no processo de formação de 1 mol de CH4 a partir dos átomos de carbono e de hidrogênio no estado gasoso.

H(kcal)

C(g) + 4H(g)

CH4(g)

∆H = –398 kcal

Nesse processo, são liberadas 398 kcal de energia. Entretanto, na formação de 1 mol de CH4 são formados 4 mol de ligações entre carbono e hidrogênio. Assim, a energia de ligação C H é igual a 398/4 kcal = 99,5 kcal.

Questão 16 – Letra DComentário:


Pela equação apresentada houve, nos reagentes, a quebra de 7 ligações C H, 2 ligações C C, 1 ligação C C, 1 ligação C Br e uma ligação Br Br. Já nos produtos houve a formação de 7 ligações C H, 3 ligações C C e 3 ligações C Br. De acordo com a tabela de energia de ligação, temos:

ΔH = [7 . 413 + 2 . 347 + 1 . 614 + 1 . 281 + 1 . 193] +

[7. (–413) + 3 . (–347) + 3 . (–281)]

ΔH = + 4 673 + (–4 775) = –102 kJ

Observe que é necessário inverter o sinal dos valores das energias de ligação das ligações formadas nos produtos porque a formação de ligações é um processo exotérmico.

Seção Enem


Eixo cognitivo: IIICompetência de área: 7Habilidade: 24

Comentário: Determinação da variação de entalpia da reação FeO CO Fe CO

(S) (g) (s) 2(g)+ → + a partir das equações

termoquímicas fornecidas:

12

Fe O 32

CO Fe 32

CO Hº 12,5 kJ/mol

13

Fe O 16

CO 12

Fe O 16

CO Hº 7,83 kJ/mol

FeO 13

CO 13

Fe O 13

CO Hº 12 kJ/mol

___________________________________________________FeO CO Fe CO Hº 16,67 kJ/mol

2 3(s) (g) (s) 2(g) r1

3 4(s) 2(g) 2 3(s) (g) r1

(s) 2(g) 3 4(s) (g) r1

(s) (g) (s) 2(g) r1

+ → + ∆ = −

+ → + ∆ = +

+ → + ∆ = −

+ → + ∆ = −

−

−

−

−

Manual do Professor


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Questão 02 – Letra BEixo cognitivo: I


Habilidade: 8

Comentário: A equação da reação I deverá ser multiplicada por 3, e a equação da reação II deverá ser invertida para a obtenção de um mol de benzeno.

Temos, então:

I. 3C2H2(g) + 15 2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = –930 kcal/mol

II. 6CO2(g) + 3H2O(l) → C6H6(l) + 15 2O2(g) ΔH = +780 kcal/mol

__________________________________________________

3C2H2(g) → C6H6(l) ΔH = –150 kcal/mol

Questão 03 – Letra C

Eixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: Pela Lei de Hess, podemos somar e subtrair reações químicas tal qual equações matemáticas. Assim, a equação da combustão do bio-óleo, cujos produtos são gasosos, e seu respectivo ΔH podem ser obtidos somando a equação da reação de queima do bio-óleo que origina CO2(g) e H2O(l) à equação da conversão de água do estado gasoso para o estado líquido.

Bio-óleo + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ΔH1 = –18,8 kJ.g–1

H2O(l) → H2O(g) ΔH2 = +2,4 kJ.g–1

Bio-óleo + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔHr = –16,4 kJ.g–1

Sendo assim, para a queima de 5 g do bio-óleo, tem-se:

1 g 16,4 kJ

5 g x

x = 82,0 kJ

ΔHr = –82,0 kJ


Eixo cognitivo: II


Habilidade: 25

Comentário: Para resolução dessa questão, é preciso considerar uma mesma quantidade de energia liberada na reação de queima de todos os combustíveis mencionados.

Para a reação de combustão completa do benzeno, temos:

C6H6 + 15

2 O2 → 6CO2 + 3H2O ΔH°C = –3 268 kJ.mol–1

Na queima de 1 mol de benzeno, ocorre a liberação de 3 268 kJ e são produzidos 6 mol de CO2.

Considerando a liberação dessa mesma quantidade de energia na queima dos outros combustíveis, podemos assumir as relações a seguir:

Para a reação de combustão completa do etanol:

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ΔH°C = –1 368 kJ.mol–1

1 368 kJ 2 mol de CO2

3 268 kJ x

x = 4,78 mol de CO2

Para a reação de combustão completa da glicose:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O ΔH°C = –2 808 kJ.mol–1


3 268 kJ y

y = 6,98 mol de CO2

Para a reação de combustão completa do metano:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH°C = –890 kJ.mol–1

890 kJ 1 mol de CO2

3 268 kJ z

z = 3,67 mol de CO2

Para a reação de combustão completa do octano:

C8H18 + 25

2O2 → 8CO2 + 9H2O ΔH°C = –5 471 kJ.mol–1


3 268 kJ w

w = 4,78 mol de CO2

Analisando-se os valores encontrados, observa-se que o

combustível que libera maior quantidade de dióxido de carbono

no ambiente, considerando uma mesma quantidade de energia,

é a glicose.

Questão 05 – Letra DEixo cognitivo: IV


Habilidade: 26

Comentário: Os dois combustíveis possuem a mesma

densidade. A massa de metanol e etanol contida em 1 L de

cada combustível é igual a:

m = ρ . V

m = 0,79 g.mL–1 . 1 000 mL

m = 790 g

• Cálculo do calor liberado na combustão do metanol e do etanol:

– Metanol

M(CH3OH) = 32 g.mol–1

n CH OH =3

( ). –

79032 1

ggmol

= 24,69 mol

1 mol de metanol 726 kJ de energia liberados

24,69 mol de metanol x

x ≈ 17 925 kJ = 17,9 MJ

50 Coleção 4V

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ÍMIC

A

– Etanol

M(CH3CH2OH) = 46 g.mol–1

n CH CH OH =3 2

( ). –

79046 1

ggmol

= 17,17 mol

1 mol de etanol 1 367 kJ de energia liberados

17,17 mol de etanol x

x = 23 471,4 kJ = 23,5 MJ

A combustão do etanol produz maior quantidade de energia que a do metanol para um mesmo volume de combustível, e, portanto, o consumo de etanol é mais vantajoso economicamente.


Eixo cognitivo: IV


Habilidade: 19


A) Incorreta. A reação direta é endotérmica, visto que, na representação da reação química, a palavra “calor” aparece no membro dos reagentes. Os produtos dessa reação são os gases monóxido de carbono e hidrogênio, uma mistura gasosa com alto potencial combustível.

B) Incorreta. No sistema em equilíbrio, a reação pode ser controlada modificando-se a temperatura, a pressão, o volume e a concentração de alguma espécie que participa da reação.

C) Incorreta. O monóxido de carbono é um gás extremamente tóxico. No entanto, pelo processo descrito, o CO é obtido em um recipiente fechado para uma posterior utilização para obtenção de energia, não sendo lançado diretamente na atmosfera. Esse gás sofre combustão, gerando calor e CO2, um gás de menor toxicidade, conforme a equação:

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) + calor

D) Correta. A reação direta é endotérmica, sendo útil para absorver a energia solar. Além disso, a reação produz uma quantidade de gás maior que a existente antes da reação. Caso a mistura de gases esteja contida em um recipiente apropriado, ocorrerá expansão do sistema com produção de trabalho útil. Os gases produzidos são combustíveis e podem ser utilizados posteriormente para produzir energia térmica.

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) + calor

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + calor

E) Incorreta. A reação direta ocorre com absorção de calor.

Questão 07 – Letra BEixo cognitivo: IV


Habilidade: 26

Comentário: O combustível mais econômico é aquele que tem a menor massa consumida na combustão. Já o combustível mais poluente é aquele que produz maior massa de gás carbônico na queima.

• Cálculo da massa dos combustíveis necessária para gerar 5 400 kJ de energia.

– Hidrogênio

270 kJ 2 g de H2

5 400 kJ x

x = 40 g de H2

– Metano

900 kJ 16 g de CH4

5 400 kJ y

y = 96 g de CH4

– Etanol

1 350 kJ 46 g de C2H5OH

5 400 kJ z

z = 184 g de C2H5OH

O hidrogênio é o mais econômico, pois teve apenas 40 g de sua massa consumida na combustão.

• Cálculo da massa de CO2 produzida na queima dos combustíveis.

– Hidrogênio

A reação de combustão do hidrogênio não gera dióxido de carbono. A queima desse gás gera água como único produto.

2H2 + O2 → 2H2O

– Metano

Na combustão do metano, 1 mol do combustível gera 1 mol de gás carbônico.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Considerando que 96 g (6 mol) de metano sofreram combustão, a massa de CO2 produzida é:

1 mol de CH4 44 g de CO2

6 mol de CH4 w

w = 264 g de CO2

– Etanol

Na combustão do etanol, 1 mol do combustível gera 2 mol de gás carbônico.

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

Considerando que 184 g (4 mol) de etanol sofreram combustão, a massa de CO2 produzida é:

1 mol de C2H5OH 88 g de CO2

4 mol de C2H5OH t

t = 352 g de CO2

O etanol é o mais poluente, pois sua queima gera 352 g de CO2.

Manual do Professor


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módulo – c 05Ácidos, sais carboxílicos e ésteres


Questão 01 – Letra BComentário: Os grupos funcionais oxigenados presentes nas estruturas do androstenol e da copulina são álcool e ácido carboxílico, conforme identificado nas imagens a seguir:

H H

H

HOAndrostenol Copulina

Álcool

Ác. carboxílico

O

H3C OH

Questão 02 – Letra BComentário: As fórmulas das substâncias citadas são:

NaHCO3

H3C CH2OH

OCCH2

Ácido butanoico

Bicarbonato de sódio

Assim, a afirmativa II é correta.

Como as duas substâncias são formadas por átomos de mais de um elemento químico, são classificadas como substâncias compostas. Logo, a afirmativa I é correta.

O bicarbonato de sódio é um sal de caráter básico que neutraliza o ácido butanoico presente na manteiga rançosa (sendo a neutralização, o nome da reação). Dessa forma, a afirmativa III está correta e a IV está incorreta.

Questão 03 – Letra CComentário: O acetato de potássio é um sal obtido a partir da reação entre o ácido acético e o hidróxido de potássio. Sua estrutura é:

CH3C

OK

O

Questão 04 – Letra DComentário: O ácido oxálico, também conhecido por ácido etanodioico, é um ácido orgânico dicarboxílico, podendo ser encontrado no tomate ou mesmo no molho de tomate. O oxalato de cálcio é um sal insolúvel em meio aquoso, e, por isso, não é expelido pela urina, acumulando-se nos rins e formando os cálculos renais.

HO

OCHO

OC

Ácido oxálicoH2C2O4

O

O

CO

O

CCa2+

2–

Oxalato de cálcioCaC2O4

Portanto, os itens corretos são III e V.

Questão 05 – Letra EComentário: Vamos analisar os compostos separadamente.

I. É um aldeido, contendo um grupo carbonila em um carbono primário.

II. É um álcool, contendo um grupo hidroxila em um carbono saturado.

III. É um ácido carboxílico, contendo um grupo carboxila.

IV. É um éster, contendo um grupo carbóxi.

Logo, a alternativa correta é a E.

Questão 06 – Letra DComentário: Os ésteres podem ser sintetizados por meio de reações de esterificação, em que há uma desidratação intermolecular entre uma molécula de ácido carboxílico (ácido etanoico) e uma molécula de álcool (butanol) e formação de éster. A formação do etanoato de butila está representada a seguir:

Ácido etanoico

O

OCCH3

H + HO CH2 CH2 CH2 CH3

O

OCCH3

CH2 CH2 CH3 + H2O

→

Butanol

Etanoato de butila

CH2

A nomenclatura do éster formado é derivada da do ácido carboxílico, na qual se deve substituir a terminação -ico do ácido carboxílico pela terminação -ato seguida da preposição “de” e do nome do radical ligado ao oxigênio. Portanto, o éster formado é denominado etanoato de butila.



Comentário: Na estrutura do ácido málico são encontradas as funções álcool e ácido carboxílico, caracterizadas pelos grupos funcionais carboxila e hidroxila.

HO

O

Ácido carboxílico

Ácido carboxílico

Álcool

O

OHOH

52 Coleção 4V

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QU

ÍMIC

A

Questão 02 – Letra DComentário: Se a cadeia carbônica do ácido graxo representasse apenas um alcano, apresentaria fórmula geral CnH2n + 2. Como em uma das extremidades encontramos uma carbonila (um oxigênio ligado a um carbono por uma ligação dupla), são duas ligações a menos que o carbono faz com hidrogênios, portanto dois hidrogênios a menos na fórmula. Além da carbonila, encontramos uma hidroxila, que não altera o número de hidrogênios. Devido aos dois oxigênios da carboxila, deve-se acrescentar dois oxigênios também à fórmula. Dessa forma, um ácido graxo de cadeia carbônica saturada tem fórmula geral CnH2nO2. Um número par de hidrogênios a menos nessa fórmula indica que há uma insaturação na cadeia. Dessa forma, a alternativa D é a que corresponde a um ácido graxo de cadeia carbônica insaturada.

Questão 03 – Letra BComentário: Para resolver essa questão, vamos analisar a fórmula estrutural do ácido benzoico. Ele apresenta 4 ligações duplas, sendo a dupla formada por uma ligação pi e uma ligação sigma, e 11 ligações simples, que são formadas por ligações sigma. Logo, o composto apresenta 4 ligações pi e 15 ligações sigma.

OH

O

Questão 04 – Letra CComentário: Numerando a cadeia carbônica do composto a partir da extremidade que contém a carboxila, temos:

OH OH

2

3 1

4

5

6

7O

O composto apresenta duas ligações duplas, uma entre os carbonos 3 e 4 e outra entre os carbonos 5 e 6. Além disso, possui uma hidroxila ligada ao carbono 5 da cadeia.

De acordo com as regras de nomenclatura oficiais da IUPAC, o nome do composto é ácido 5-hidróxi-hepta-3,5-dienoico.

Questão 05 – Letra BComentário: A reação de esterificação (síntese de ésteres) consiste em uma desidratação intermolecular entre uma molécula de um ácido carboxílico (R-COOH) e uma molécula de álcool (R-OH), catalisada por ácidos inorgânicos e fortes.

Questão 06 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Correta. A saponificação consiste na reação de ésteres com bases fortes, como o NaOH e o KOH, produzindo o sal do éster (sabão) e o glicerol.

B) Correta. A reação de esterificação ocorre pela condensação de um álcool e um ácido carboxílico, com eliminação de uma molécula de água. Essa molécula produzida será responsável pela hidrólise do éster na reação inversa. Assim, as duas reações existem em equilíbrio.

ácido carboxílico + álcool éster + água

C) Correta. A hidrólise ácida do acetato de isoamila produz o ácido etanoico (ácido acético) e o 2-metilbutanol.

HO

O

O

O

HO+ +H2O

H+

Ácido acético 2-metilbutanol

D) Incorreta. A hidrólise ácida do 2-metilbutanoato de etila produz etanol e ácido 2-metilbutanoico.

O

O

OHHO

O

+ +H2O

H+

Ácido2-metilbutanoico

Etanol


A) De acordo com a equação química apresentada, o gás formado na reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido etanoico é o gás carbônico (CO2).

A fórmula molecular do etanoato de sódio é C2H3O2Na. A nomenclatura de um sal de ácido carboxílico é análoga à nomenclatura dos sais inorgânicos. A terminação –ico do ácido de origem é substituída por -ato seguida da preposição de e do nome do cátion.

B) A estrutura de Lewis para o íon bicarbonato pode ser descrita como:

OC O

O H

–

Questão 08 – Letra BComentário: Como o grupo adicionado ao carboxilato é um grupo etila, este é proveniente do etanol – que é, portanto, o álcool I. Já o álcool II eliminado na transesterificação do triacilglicerol é o 1,2,3-propanotriol, ou glicerol.

Questão 09 – Letra BComentário: As funções orgânicas presentes nos reagentes envolvidos na reação são:

H3C OHC

O

HO CH2 CH3

Álcool

1

2

Ácido carboxílico

O produto formado pertence à função éster

OCH3

C

CH2 CH3

O

Manual do Professor


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Questão 10 – Letra AComentário: Para a resolução dessa questão, identifi caremos os grupos funcionais dos reagentes da reação, ácido etanoico e vanilina, e da substância orgânica produzida a partir desses dois reagentes:

OH

O

Ácido carboxílico Ácido etanoico

OO

H

AldeídoFenol

Éter

HO

Vanilina

OO

O

H

Aldeído

ÉsterÉter

O

Produto formado

A hidroxila do fenol e a carboxila do ácido etanoico reagem, levando à formação do produto, que apresenta o novo grupamento pertencente à função química éster.

Questão 11 – Letra AComentário: O composto etanoato de vinila é um éster produzido a partir da esterifi cação entre o ácido etanoico e o álcool vinílico, ou etenol. Assim, a fórmula molecular desse éter é CH3COOCH=CH2.

OC

HO

CH3

OC

O

CH3

+

+

HO CH

CH

CH2

CH2

H2O

Observação: Apesar do nome, o álcool vinílico não é um álcool, pois a hidroxila está ligada a um carbono insaturado. Esse composto é classificado como enol.

Seção Enem

Questão 01 – Letra BEixo cognitivo: III


Habilidade: 24

Comentário: Na reação de obtenção do biodiesel (transesterifi cação), tem-se a mistura de ésteres, conforme representação a seguir:

CH2 R1

R2 + 3CH3OH

Biodiesel Glicerol

+ cat.

R3

CH

CH2

O

O

O

O

C

C

C

O

O

CH3 R1

R2

R3

CH3

CH3

O

O

O

O

C

C

C

O

O

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

Assim, a função presente no biodiesel é éster.

54 coleção 4v

4VMPV2_QUI.indd 54 17/01/18 10:13

Qu

Ímic

a

Questão 02 – Letra AEixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: As funções orgânicas presentes nas estruturas do feromônio de trilha (Composto A) e de alarme (Composto B) estão indicadas a seguir.

CH2OH

Álcool

Feromônio de trilha

Feromônio de alarme

Éster

CH3COO(CH2)CHCH3

CH3

Aldeído



Habilidade: 24

Comentário: A funções orgânicas presentes nas estruturas da piretrina e da coronopilina são:

Éster

Éster

O

O

H

H

OH

O

OH

OO

Cetona

Cetona

Álcool

As funções orgânicas presentes, simultaneamente, nas estruturas dos dois biopesticidas são cetona e éster.


Eixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: Um dos principais métodos de síntese de ésteres é a reação de esterifi cação direta ou esterifi cação de Fischer.

Essa reação consiste em uma desidratação intermolecular entre

um ácido carboxílico e uma molécula de álcool. A reação do

éster em questão é dada por:

C

Ácido benzoico

Etanol

O

OH + HO CH2CH3

C

O

O CH2CH3 + H2O


Eixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: O monofluoracetato de sódio é um sal orgânico obtido por meio da reação de neutralização de um ácido carboxílico com uma base inorgânica. Nesse caso, o ácido carboxílico de origem é o ácido monofluoracético, que reagirá com o hidróxido de sódio, originando o sal e água. A equação que representa essa reação está esquematizada a seguir:

FO

COH

NaOHCH2 + FO

CO–Na+

CH2 H2O+

módulo – c 06

aminas, amidas e outras funções orgânicas


Questão 01 – Letra AComentário: As funções orgânicas presentes na capsaicina estão indicadas a seguir:

Fenol

Éter Amida

CH3O N

HO

O

manual do Professor

55Bernoulli sistema de ensino

4VMPV2_QUI.indd 55 17/01/18 10:13

Questão 02 – Letra DComentário:

Amina

Amina

Amida

Ác. carboxilíco

O

O O

H

OH

OH

H2N

N

N N

NN

NNH2

Questão 03 – Letra DComentário: A função amina é representada pelos grupos NH2,

NH ou N, com o nitrogênio ligado a carbono(s) saturado(s).

Já a função ácido carboxílico é representada pelo grupo

funcional carboxila COOH em alguma extremidade da molécula.

Assim, a única alternativa que apresenta os dois grupos

funcionais é a D.

Questão 04Comentário: Existem quatro estruturas possíveis para a

fórmula CH3—C6H2(NO2)3:

CH3

NO2

NO2

NO2

12

3

45

6 2,3,4-trinitrotolueno

CH3

NO2

NO2NO2

12

3

45


CH3

NO2

NO2

NO21

2

3

45


CH3

NO2

NO2

NO21

2

3

45


Questão 05 – Letra DComentário: Os nomes corretos das estruturas apresentadas são:

OH Cicloexanol

H3C C C�

O Cloreto de etanoíla

CH3 CH2 CH2 NH2 Propilamina

H2N NH2C

O

C

O

Etanodiamida

H3C

CH3

CH3

NH2C Terc-butilamina


Comentário:

1. 123

4 D. 1-butino

Observação: De acordo com as regras de nomenclatura mais

atuais da IUPAC, a nomenclatura para esse composto é but-1-ino.

2. CH3COOCH3 A. Etanoato de metila

3. CH3CONH2 F. Etanamida

4. C� B. Cloreto de isobutila

5. C� 12

34

5

E. 4-cloro-3-metil-2-penteno

Observação: De acordo com as regras de nomenclatura mais

atuais da IUPAC, a nomenclatura para esse composto é 4-cloro-

-3-metilpent-2-eno.

6. H3C CH2 CC�

O C. Cloreto de propanoíla



Comentário: As funções orgânicas presentes na esparfloxacina

são ácido carboxílico, amina, haleto orgânico e cetona,

destacados na imagem a seguir:

Cetona

Ácido carboxílico

Haleto

Amina

H

H3C

F

F

NH2

NN N

OO

OH

CH3

A alternativa E é a que contém corretamente duas dessas funções.

56 Coleção 4V

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QU

ÍMIC

A

Questão 02 – Letra AComentário: Comparando as duas estruturas citadas,

verificamos que ambas possuem o grupo funcional carbamida

(—CON—) e oxi (—O—) característicos das funções amida e

éter, respectivamente.

Amida

Éter

Zanamivir

HO

HO

OH

HN

NH2

NH

NH

O

O

OAmida

Éter

Oseltamivir

NH2

HN

OO

O

O

OH

Questão 03 – Letra EComentário: As funções orgânicas presentes no dipeptídio,

exceto amina e ácido carboxílico, estão identificadas

a seguir:

–OOC—C—NH—C—C—NH3+

CH2

H2N

C

CH2

OH

H H

O

O

Amida

Amida

Álcool

Questão 04 – Letra CComentário: Os grupos funcionais das funções orgânicas em

comum aos dois compostos estão representados a seguir:

OC

H H

CO

OH

Éter Éter

Haletoorgânico

HaletoorgânicoC

C

C

C

C

C

O

O

Questão 05 – Letra AComentário: As funções orgânicas presentes no crixivan estão

identificadas a seguir:

Álcool

Álcool

Amina

Amida

Amina

C6H5OH

HOH

H

HH

HN

N

N NN

OO

H

H3C CH3CH3

Questão 06Comentário: Para a resolução dessa questão, identificaremos

cada um dos compostos formados:

CH3—CH3 – etano

CH3—OH – metanol

CH3—NH2 – metilamina ou metanamina

CH3—COOH – ácido etanoico ou ácido acético

Questão 07 – Letra AComentário: Vamos observar a fórmula estrutural do

composto, identificar as funções presentes e seguir as regras

para nomenclatura de compostos orgânicos. Assim, temos:

2

NH

Ácido 2-amino-3-hidróxipropanoico

2

Álcool

HO3

O

Amina

1 OH

Ácido carboxílico

Questão 08 – Letra EComentário:

12

34

5

6

O

C

Cetona

Cloro

3-cloro-ciclo-hexanona

Questão 09 – Letra DComentário: Para a resolução dessa questão, identificaremos

cada um dos compostos.

I. H3C—CH2—SH

Trata-se de um tioálcool. Para obtermos a nomenclatura desse

composto, basta substituirmos a terminação -ol do álcool

correspondente pela terminação -tiol. Assim, o nome oficial

desse composto é etanotiol.

II. OH

Como nesse composto existe uma hidroxila ligada a um

anel aromático, caracteriza-se a função fenol – este é o

fenol mais simples, denominado simplesmente de fenol.

III. H3C CH2

O

O CH3

Essa estrutura representa um éster produzido pela condensação do ácido propanoico com o metanol. Portanto, o seu nome oficial é propanoato de metila.

Manual do Professor


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IV. H3C C COH

CH3

Trata-se de um álcool com 6 carbonos, com uma ligação tripla entre os carbonos 4 e 5 e uma hidroxila ligada ao carbono 3. Portanto, o seu nome oficial é 4-hexin-3-ol.

V. H3C CH2

O

H

Trata-se de um aldeído de cadeia saturada com três carbonos. Portanto, o seu nome oficial é propanal, e o seu nome usual é propionaldeído.

Questão 10 – Letra BComentário: Seguindo as regras de nomenclatura da IUPAC para os compostos orgânicos, temos:

I.

COOHOH

Ácido benzoico

Hidroxila emposição orto

Ácido orto-hidroxibenzoico;

II. OH8 6 4 2

7 5 3 1

Álcool

Octan-1-ol;

III. 4 2

5 3 1

Como os ligantes metil e etil se encontram em lados opostos em relação à ligação dupla, caracteriza-se um isômero trans. Portanto, a nomenclatura para esse composto é trans-pent-2-eno

IV. 42

6

5 3 1

O Cetona

Hexan-2-ona

V. NH

Etil Etil

Amina Dietilamina

A alternativa que relaciona corretamente os nomes das estruturas é a B.

Questão 11 – Letra DComentário: Para resolver essa questão, vamos analisar cada alternativa separadamente.

O2N

1

2 3

4

6 5

O2N

NO2H3C

A) Correta. De acordo com a fórmula estrutural, em relação

à metila, os grupos nitros estão nos carbonos 2 e 6,

que correspondem à posição orto, e, no carbono 4,

que corresponde à posição para.

B) Correta. A cadeia é ramificada aromática e mononuclear.

C) Correta. O número de hidrogênio é igual a cinco.

D) Incorreta. Somente o carbono da metila é sp3. Todos os demais

são sp2, pois possuem uma ligação dupla e duas simples.

E) Correto. A explosão do TNT é exotérmica, com alto índice de

ruído, além de liberar vapores tóxicos que causam irritações

cutâneas e respiratórias.

Questão 12

Comentário:

A) A fórmula molecular do ácido salicílico é C7H6O3.

B) As funções orgânicas presentes no ácido acetilsalicílico estão

identificadas a seguir:

CCH3

O O

O

OHÉster

Ácido carboxílico C

C) Haleto de acila: cloreto de etanoíla ou cloreto de acetila

ácido salicílico: ácido orto-hidroxibenzoico

Questão 13

Comentário:

A) A classificação das aminas encontra-se a seguir:

I.

II.

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

H2N

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

H7C3 O

CN NH

CH3

C3H7

O=O=

CH

CH3H

III.Amina secundária

Amina terciária

Amina terciária

Prilocaína

Proparacaína

Procaína

58 Coleção 4V

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QU

ÍMIC

A

B) Os grupos funcionais ligados ao anel aromático dos compostos I, II e III estão indicados a seguir:

I.

II.

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

H2N

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

OCH2CH2

O=

C N C2H5

C2H5

H7C3 O

CN NH

CH3

C3H7

O=O=

CH

CH3H

III.

carboxilato

Prilocaína

Proparacaína

Procaína

Amino

carboxilatoÓxi

carboxamida

Questão 14Comentário: Os grupos funcionais presentes no composto estão identificados na estrutura a seguir:

H2N

CH3

N N N NO O O

OOH H

H H

OH

HO

S

Hidroxilafenólica

Carboxamida

Amino

Sulfeto

Carboxila


A) A classificação das estruturas apresentadas é:

I. Insaturado e aromático;

II. Insaturado e alifático.

B) Seguindo as regras de nomenclatura para os compostos orgânicos, temos:

I.

12

34

5

6

C�

Br

1-bromo-4-clorobenzeno

II. HC C—CH2—CH31 2 3 4

But-1-ino

Questão 16Comentário:A) Os elementos químicos que caracterizam as classes de

substâncias orgânicas identificada são C, O, H, S e N.B) Algumas substâncias representantes de cada classe estão

indicadas a seguir:

HMetano Ácido etanodioico

H

H HC

HMetilamina

H

H NH2NH2

C

H O

Ácido metanossulfônico Ácido amino-etanoico

H O

H S O HC

NH2

H

H C

C O HH

O

C O H

O

Etanamida

H

H

H C C O

C O

O

Seção Enem



Habilidade: 25

Comentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das afirmativas.

A) Incorreta. A quitosana passa por processo de biodegradação, alterando seu peso molecular e sua pureza.

B) Incorreta. Grupos aminas são bases de Brönsted-Lowry, sendo altamente reativos.

C) Correta. A presença de grupos álcool e amina favorece as reações de biodegradação, tornando o uso da quitosana vantajoso ambientalmente em relação aos polímeros provenientes de materiais petroquímicos.

D) Incorreta. As hidroxilas na quitosana estão ligadas a carbonos secundários.

E) Incorreta. A quitosana é um biopolímero e esses materiais têm, em sua grande maioria, estruturas com alto peso molecular.



Habilidade: 24

Comentário: O grupo funcional éter é caracterizado pela presença de um átomo de oxigênio ligado a dois átomos de carbono da cadeia carbônica. Sua fórmula genérica é R—O—R’. Quando o átomo de oxigênio do éter é substituído pelo átomo de enxofre, a nova função é denominada tioéter e sua fórmula genérica pode ser representada por R—S—R’.

Manual do Professor


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Com isso, entre as estruturas apresentadas anteriormente, a que apresenta a função tioéter e, portanto, é a responsável pelos odores do alho e da cebola é a estrutura III.

S

Alho

As estruturas IV e V apresentam átomos de enxofre ligados entre si e não ligados a dois átomos de carbono, não sendo classificados, portanto, como tioéteres.

módulo – c 07

isomeria



Comentário: A substância pentan-2-ona, de fórmula molecular C5H10O, possui a seguinte estrutura:

O

12345

Com a mesma fórmula molecular, existem outras substâncias, cujas fórmulas estruturais são representadas a seguir:

O

O

O

Pentan-3-ona(isômero de posição)

Metilbutanona(isômero de cadeia)

Pentanal(isômero de função)H

O

O

O

Pentan-3-ona(isômero de posição)

Metilbutanona(isômero de cadeia)

Pentanal(isômero de função)H

Dessa forma, a alternativa que traz a sequência correta dos isômeros é a A.


Comentário: Isomeria é o fenômeno caracterizado pela ocorrência de duas ou mais substâncias diferentes, que apresentam a mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas estruturais.

Os isômeros de função são aqueles que pertencem a funções orgânicas diferentes. Quando os isômeros pertencem à mesma função, mas apresentam cadeias carbônicas diferentes, são chamados isômeros de cadeia. Já os isômeros de posição pertencem à mesma função têm o mesmo tipo de cadeia, mas diferem na posição de um grupo funcional, de uma ramificação ou de uma insaturação. Tautomeria é um caso particular de isomeria de função, na qual os isômeros coexistem em equilíbrio dinâmico.

A seguir, temos os pares de isômeros citados:

1. e Isômeros decadeia

Cadeia ramificada

Cadeia normal

2. 12

3 4

1

2

3

4e Isômeros de

posição

ÉsterÁcido carboxílico

3. e Isômeros defunção

O

OH

O

O

AldeídoEnol

4. e TautômerosOH O

H

Questão 03 – F V F V F V VComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos

cada um dos itens.

1. Falso. A estrutura do 2-metil-1,3-butadieno é:

Esse composto não possui isômeros geométricos, pois,

em cada ligação dupla, somente um dos carbonos apresenta

dois grupos ligantes diferentes.

2. Verdadeiro. Nos compostos cíclicos, não existe a possibilidade

de um movimento de rotação dos átomos de carbono que

compõem o ciclo. Assim, a condição para a ocorrência de

isomeria, nesses compostos, é que pelo menos dois carbonos

do ciclo apresentem grupos ligantes diferentes.

3. Falso. Os compostos a seguir não são isômeros, pois não

possuem a mesma fórmula molecular.

1,2-dicloroeteno 1,2-dicloroetano

ClHC== CHCl ClH2C—CH2Cl

C2H2Cl2 C2H4Cl2

4. Verdadeiro. Um alceno deve possuir, no mínimo, quatro

átomos de carbono para apresentar isomeria geométrica.

5. Falso. Os isômeros geométricos possuem propriedades

físicas diferentes, sendo o mais estável o isômero trans.

6 e 7. Verdadeiras. Os compostos a seguir são cíclicos e

apresentam isomeria cis-trans, sendo o primeiro um

isômero cis e o segundo um isômero trans.

cis trans

CH3

CH3

CH3

H3C

60 Coleção 4V

4VMPV2_QUI.indd 60 25/01/18 17:44

QU

ÍMIC

A

Questão 04 – Letra CComentário: A isomeria geométrica só ocorre em compostos

com dupla-ligação entre carbonos e em compostos cíclicos.

No primeiro caso, não há isomeria geométrica porque é

necessário que os ligantes a um dos carbonos da dupla-ligação

sejam diferentes entre si (estes podem ser iguais aos ligantes

do outro carbono). Os compostos 2, 3 e 4 apresentam esses

requisitos, logo possuem isomeria geométrica.



I. Correta. Os compostos I, II e III apresentam a

mesma fórmula estrutural plana. Entretanto, como os

ligantes se arranjam de forma diferenciada no espaço,

são considerados estereoisômeros.

II. Correta. Os compostos II e III são enantiômeros,

por apresentarem carbono assimétrico em sua estrutura

e por serem a imagem especular um do outro, conforme

a figura a seguir:

HH

H H

Br Br

Br Br

Composto III Composto II

III. Correta. O composto I é mais polar que o composto II

porque no primeiro não ocorre cancelamento vetorial dos

momentos dipolo elétrico, conforme a figura a seguir:

Composto I Composto II

Br

H

Br

H Br

H Br

H

IV. Incorreta. Os compostos II e III não são iguais.

Eles constituem um par de isômeros enantiomorfos e, por

isso, desviam, de formas opostas, o plano da luz polarizada.

Questão 06 – Letra AComentário: O ácido cloromálico possui 2 carbonos

assimétricos.

HOOC—* CHCl—* CHOH—COOH

Logo:

2n = 22 = 4 isômeros opticamente ativos, sendo 2 isômeros

dextrógiros e 2 isômeros levógiros.

22

22

2n

= = 2 racematos



Comentário: O citrato e o isocitrato apresentam as

mesmas funções orgânicas e cadeias carbônicas. Entretanto,

o grupamento hidroxila no citrato está no carbono central,

enquanto no isocitrato esse grupamento está em um dos

carbonos da extremidade. Portanto, constituem um caso de

isomeria de posição.


Comentário: Isomeria é a propriedade que alguns compostos

apresentam por possuírem a mesma fórmula molecular, porém

fórmulas estruturais diferentes. Assim, para verificar quais

dos compostos apresentados são isômeros, é preciso fazer

a contagem dos átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio

presentes em cada estrutura a fim de determinar as suas

fórmulas moleculares.

Linalol: C10H18O

Eugenol: C10H12O2

Citronelal: C10H18O

Anetol: C10H12O

Dessa forma, constata-se que os compostos linalol e citronelal

são isômeros.


Comentário: Os compostos I e V representam um par de

isômeros de cadeia, pois, apesar de terem a mesma fórmula

molecular e a mesma função, a cadeia carbônica de um é

normal, enquanto a do outro é ramificada. Portanto, constituem

um caso de isomeria de cadeia.



cada par de isômeros.

1) C

O

CH3 CH3 e C

O

HCH3 CH2

Os compostos apresentam funções diferentes devido à

posição do grupo carbonila. No primeiro caso, a carbonila

é secundária, caracterizando uma cetona, e, no segundo

caso, a carbonila é primária, caracterizando um aldeído.

Trata-se, portanto, de isômeros de função.

2) C

O

CH3 H e C

OH

HH2C

Esse par ilustra o equilíbrio ceto-enólico típico da

tautomeria, ou isomeria plana dinâmica, em que os

isômeros convertem-se um no outro indefinidamente.

Manual do Professor


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3) CHCH3 CH3CH3 CHeC CH2H2C

Os isômeros desse par diferem-se exclusivamente pela posição da insaturação na cadeia carbônica, e são, portanto, isômeros de posição.

4) CH3 eCH CH2 CH2H2C

CH2

CH2

CH2

H2C

H2C

Esses dois isômeros diferem-se pelo tipo de cadeia carbônica; no primeiro caso, ela é aberta, ao passo que, no segundo caso, é fechada. Trata-se, portanto, de isômeros de cadeia.

Questão 05 – Letra DComentário: Substituindo-se um átomo de hidrogênio da molécula de fenol por grupamentos NH2, é possível que sejam formados três aminofenóis distintos, em que os grupamentos OH e NH2 estão localizados nas posições 1,2, 1,3 e 1,4 do anel aromático, cujas estruturas são:

OHNH2

NH2

NH2

OH OH

Os seguintes pares de estruturas correspondem aos mesmos compostos, pois os grupamentos estão nas mesmas posições 1,2 e 1,3, respectivamente.

OHNH2

H2NOH

=NH2

OH

H2N

OH

=

Questão 06 – Letra EComentário: Substâncias diferentes que apresentam a mesma fórmula molecular e fórmulas estruturais diferentes são denominadas isômeros. Todas as substâncias apresentadas na alternativa E têm a mesma fórmula molecular do ácido metanoico, C4H8O2, como é possível verificar a partir das fórmulas estruturais a seguir:

O

O=

CCH2

H3CCH3

Ácido butanoico

Acetato de etila

Ácido metilpropanoico

Propanoato de metila

OCH2

H3CCH3

C

O

OHCHH3C

CH3

O

OH

O=

CCH3 CH2CH2

O

O=

CCH2

H3CCH3

Ácido butanoico

Acetato de etila

Ácido metilpropanoico

Propanoato de metila

OCH2

H3CCH3

C

O

OHCHH3C

CH3

O

OH

O=

CCH3 CH2CH2

Questão 07 – Letra DComentário: Um alqueno possui fórmula molecular geral CnH2n. Como a massa molar do carbono é 12 g.mol–1 e a massa molar do hidrogênio é igual a 1 g.mol–1, temos:

n.12 + 2n.1 = 56 ∴ n = 4

Assim, o alqueno em questão é o buteno, que pode apresentar as seguintes formas isômeras:

cis-but-2-eno

trans-but-2-eno

Metilciclopropano

Metilpropeno

But-1-eno

Ciclobutano

Logo, observam-se 6 isômeros para esse alqueno.


A) A isomeria geométrica só ocorre em compostos com dupla ligação entre carbonos e em compostos cíclicos. Considerando que o alceno de menor massa molecular e que apresenta isomeria geométrica é o 2-buteno (CH3—CH=CH—CH3). Podemos construir duas estruturas espaciais com esse composto, uma em que os dois grupos CH3 estão de um mesmo lado e outra em que eles estão em lados opostos em relação à dupla-ligação.

H

H3C

H

cis-2-buteno

CCCH3

H

H3C H

trans-2-buteno

CCCH3

B) Substâncias diferentes que apresentam a mesma fórmula molecular e fórmulas estruturais diferentes são chamadas isômeros constitucionais. Podem ser isômeros de posição, de função e de cadeia. Considerando o 2-buteno, de fórmula molecular C4H8, as estruturas dos isômeros possíveis para esse alceno são:

CH3CH2CH = CH2

CH3

Ciclobutano Metilciclopropano 1-buteno

Questão 09 – Letra BComentário: A quantidade de estereoisômeros de uma molécula é igual a 2n, em que n representa a quantidade de carbonos assimétricos na molécula, que são os carbonos que apresentam quatro ligantes diferentes. O aspartame apresenta em sua estrutura dois carbonos assimétricos, portanto, o número de estereoisômeros é igual a 2 . 2 = 4. De acordo com o enunciado da questão, a mistura é composta por iguais quantidades dos estereoisômeros. Logo, o percentual do aspartame é:

4 estereoisômeros ——–––– 100%

1 estereoisômero ——–––– x

x = 25%

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QU

ÍMIC

A


A) Correta. Os enantiômeros são substâncias capazes de desviar o plano da luz polarizada. Uma mistura com quantidades iguais de um par de enantiômeros (mistura racêmica) perde essa característica por conta do fenômeno conhecido como compensação externa.

B) Incorreta. O 1-butanol não apresenta carbono assimétrico e, portanto, não é opticamente ativo.

C) Incorreta. A isomeria a que se refere essa descrição é a isomeria geométrica, e não a isomeria óptica.

D) Incorreta. Apesar de o 2-butanol apresentar os isômeros ópticos dextrógiro e levógiro, a expressão racêmico é usada para designar uma mistura com quantidades iguais desses dois isômeros.

E) Incorreta. Quando um composto desvia a luz plano-polarizada para a direita, ele é denominado dextrógiro.


1. Incorreta. Uma propriedade que distingue cada composto é o seu comportamento em relação à luz plano-polarizada. Quando um feixe de luz polarizada passa através de um composto, ocorre uma rotação do plano da luz, o que permite que seja feita sua separação.

2. Incorreta. Os compostos são denominados isômeros ópticos e podem ser identificados pelo desvio do plano da luz polarizada em um polarímetro, instrumento usado para medir o efeito de compostos opticamente ativos sobre a luz plano-polarizada.

3. Correta. Estereoisômeros são compostos isoméricos que têm seus átomos conectados na mesma sequência, mas com diferença em seu arranjo espacial. Cada uma das estruturas apresenta comportamento distinto frente à luz plano-polarizada.

4. Correta. Enantiômeros são estereoisômeros cujas moléculas são imagens especulares não sobreponíveis entre si. Cada enantiômero de um par apresenta comportamento diferente frente à luz plano-polarizada.

5. Correta. O isômero que gira o plano da luz polarizada para a direita é denominado dextrorrotatório, dextrogiro. Já o isômero que gira o plano da luz polarizada para a esquerda é denominado levorrotatório, levógiro.


A) Um composto com isomerismo cis-trans e que não possui atividade óptica é um composto que não possui carbono quiral. No caso de um composto apresentar quatro ligantes diferentes nos carbonos de rotação impedida, o isômero Z é o que contém os grupos maiores do mesmo lado e o isômero E é o que os contém em lados contrários.

CCH2CH3H

Br CH3

C=

B) A atividade óptica ocorre apenas com compostos cujas

moléculas são quirais. Dessa forma, a estrutura do

composto deve apresentar um carbono com quatro grupos

diferentes ligados diretamente a ele. Uma possível estrutura

para o isômero em questão é:

CH3

Br

CH2CH CH2H C

Seção Enem


Eixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: Uma molécula quiral, ou seja, que possui carbono

assimétrico, cuja cadeia carbônica é insaturada, heterogênea

e ramificada, está representada na letra B:

CH3

O Heteroátomo

RamificaçãoInsaturação

CH CH3CH3 CH CH C NH

Carbono assimétrico


Eixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: Os enantiômeros são moléculas que

correspondem a imagens no espelho uma da outra e não são

sobreponíveis, nem por rotação, nem por translação, sendo

a mistura de enantiômeros em uma solução denominada

mistura racêmica.

Em organismos vivos, os enantiômeros produzem atividade

biológica distinta. O caso citado no texto é conhecido como

os “filhos da talidomida”, em que essa substância possui

enantiômeros com propriedades distintas: uma que controla

os enjoos e outra teratogênica (enantiômeros).

Portanto, a má-formação congênita ocorre porque

esses enantiômeros interagem de maneira distinta com

o organismo.

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Questão 03 – Letra AEixo cognitivo: I


Habilidade: 24

Comentário: Os compostos representados nas alternativas A e C possuem fórmula molecular C10H16O; duas insaturações nos carbonos 2 e 6; e dois grupos metila, nos carbonos 3 e 7. Porém, a configuração espacial dos ligantes dos carbonos 2 e 3, que estabelecem ligações duplas entre si, é cis para o composto da alternativa C e trans para o composto da alternativa A.

A)

O trans8

1

23

4

5

67

C)

cis

O1

23

46

5

87

Assim, para atrair um maior número de abelhas, a molécula que deve estar em maior concentração é a representada na alternativa A.

módulo – c 08

Propriedades físicas dos compostos orgânicos



A) Correta. Nos éteres, o momento de dipolo resultante é diferente de zero, porém a polaridade é muito baixa e não influencia significativamente na intensidade das interações intermoleculares (são apenas um pouco mais intensas que as existentes entre as moléculas de alcanos de tamanhos similares). Já as moléculas das aminas primárias e secundárias podem formar ligações de hidrogênio entre si, uma vez que possuem um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de nitrogênio, cuja eletronegatividade é muito grande.

B) Incorreta. Para compostos orgânicos de cadeias similares, como a propanona e o propanol, a molécula mais polar apresentará interações mais intensas.

Como o propanol apresenta um átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio, átomo muito eletronegativo, ele realiza interações intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio, mais intensas que as interações do tipo dipolo permanente que ocorrem entre as moléculas de propanona. Portanto, a temperatura de ebulição do propanol é maior que a da propanona

C) Incorreta. O etanal e o etanol apresentam cadeias carbônicas semelhantes e polares. Contudo, as moléculas de etanol apresentam um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de oxigênio, que é um átomo muito eletronegativo, o que possibilita a ocorrência de ligações de hidrogênio. As moléculas de etanal interagem por meio de interações do tipo dipolo permanente, menos intensas que as ligações de hidrogênio. Portanto, a temperatura de ebulição do aldeído (etanal) é menor que a do álcool (propanol).

D) Incorreta. Entre um conjunto de moléculas apolares, que possuem cadeias carbônicas similares, as que apresentam nuvens eletrônicas maiores terão, também, dipolos induzidos mais intensos, aumentando as forças atrativas e, portanto, as temperaturas de fusão e de ebulição. Portanto, a temperatura de ebulição do n-butano é menor, pois sua cadeia carbônica é menor.

Questão 02 – Letra CComentário: Para a resolução dessa questão, analisaremos cada uma das alternativas.

A) Incorreta. Na estrutura do acetaldeído, não está presente hidrogênio ligado a outro átomo bastante eletronegativo, como N, O ou F. Portanto, suas moléculas não estabelecem ligações de hidrogênio como as moléculas do etanol e do ácido acético, que possuem hidrogênio ligado a oxigênio.

B) Incorreta. A variação da temperatura de ebulição é sempre determinada pela diferença de intensidade das interações interpartículas, pois estas são as interações rompidas durante o processo de ebulição. Todos os compostos apresentados no enunciado são polares. No entanto, analisando as estruturas, verifica-se que apenas o acetaldeído não apresenta um átomo de hidrogênio ligado a outro átomo bastante eletronegativo e, assim, suas moléculas não estabelecem ligações de hidrogênio como as moléculas dos demais compostos. Esse aldeído, portanto, apresentará menor temperatura de ebulição, pois suas interações do tipo dipolo permanente--dipolo permanente são menos intensas que as ligações de hidrogênio dos demais compostos. Analisando-se as estruturas do ácido acético e do etanol, verifica-se que o ácido acético estabelece ligações de hidrogênio mais intensas e mais numerosas (ligações de hidrogênio duplas) do que as estabelecidas pelo etanol devido à presença do grupamento carboxila. Assim, é possível prever que o ácido acético apresenta maior temperatura de ebulição do que o etanol.

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QU

ÍMIC

A

C) Correta. A temperatura de fusão deve considerar, além da diferença de intensidade das interações intermoleculares, os empacotamentos das moléculas, uma vez que, dependendo da estrutura da molécula, pode haver a formação de uma rede cristalina mais estável.

Entretanto, como as moléculas dos compostos apresentados no enunciado possuem estruturas similares, os empacotamentos não irão interferir na temperatura de fusão. Dessa forma, a ordem crescente dos pontos de fusão deve considerar apenas a intensidade das interações intermoleculares e será, como explicado na resolução da alternativa B:

TF acetaldeído < TF etanol < TF ácido acético

D) Incorreta. Para apresentar interações do tipo dipolo permanente-dipolo permanente, as moléculas devem ter seus elétrons distribuídos de maneira não uniforme. Nas três moléculas apresentadas, os elétrons não estão distribuídos uniformemente devido à presença do átomo de oxigênio, logo, em todas elas, ocorre esse tipo de interação. Entretanto, no etanol e no ácido acético, as interações predominantes são as do tipo ligação de hidrogênio, visto que, nas suas estruturas, estão presentes átomos de hidrogênio ligados a oxigênio.

E) Incorreta. Vide resolução da alternativa A.

Questão 03 – Letra DComentário: As três substâncias a seguir são formadas por moléculas polares:

Linalol Neral Civetona

OH

O

O

(CH2)7

(CH2)7

As três substâncias podem estabelecer interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. As moléculas de neral e de civetona também podem estabelecer interações do tipo dipolo permanente--dipolo permanente. Já as moléculas de linalol podem fazer ligação de hidrogênio entre si e com as moléculas de etanol. Como a cadeia carbônica da molécula de civetona é maior, suas interações dipolo instantâneo-dipolo induzido são mais intensas. A maior volatilidade do neral se deve, principalmente, às interações de menor intensidade estabelecidas por ele quando comparadas com as interações estabelecidas pelo linalol e pela civetona.

Questão 04 – Letra BComentário: Para tornar uma superfície à prova de água, o produto utilizado deve torná-la hidrofóbica, minimizando sua interação com a água.

Questão 05 – Letra CComentário: O estudante, para limpar a mancha da roupa, deve utilizar um solvente orgânico de caráter apolar para que as interações com a graxa, que também é de natureza apolar, sejam favorecidas.

Isso justifica o fato da solubilidade da graxa diminuir à medida em que se aumenta a polaridade do solvente. Assim, o composto mais polar é o álcool e o mais apolar é o hexano e a ordem crescente de solubilidade da graxa é: álcool, acetona e hexano.

Questão 06 – Letra CComentário: O para-dodecilbenzenossulfonato de sódio é um detergente formado por uma extremidade apolar, a cadeia carbônica, que interage com a gordura, também de natureza apolar. A outra extremidade é formada pelo grupo iônico sulfonato de sódio, de natureza polar, que se dissolve na água.


Questão 01 – Letra AComentário: Como os três compostos apresentados possuem, aproximadamente, a mesma massa molar e, consequentemente, nuvens com o mesmo número de elétrons, as interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido possuem intensidade semelhante e, por isso, não serão as interações responsáveis pela diferença nas temperaturas de ebulição dos compostos. Todos os compostos apresentados no enunciado são polares, no entanto, analisando as estruturas, verifica-se que apenas o propanal não apresenta um átomo de hidrogênio com o próton desprotegido (H ligado a um outro átomo bastante eletronegativo como N, O ou F), portanto, suas moléculas não estabelecem ligações de hidrogênio como as moléculas dos demais compostos. O propanal, portanto, apresentará menor temperatura de ebulição, visto que suas interações do tipo dipolo permanente-dipolo permanente são menos intensas que as ligações de hidrogênio dos demais compostos.

Analisando-se as estruturas do ácido acético e do propanol, verifica-se que o ácido acético estabelece ligações de hidrogênio mais intensas e mais numerosas (ligações de hidrogênio duplas) do que as estabelecidas pelo propanol devido à menor cadeia carbônica e à presença do grupamento carboxila. Assim, é possível prever que o ácido acético apresenta maior temperatura de ebulição do que o propanol.

Questão 02 – Letra DComentário: As moléculas de CF4, CCl4 e CBr4 são todas apolares e estabelecem entre si interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. A intensificação dessa interação está relacionada com a polarizabilidade de cada molécula, ou seja, com a facilidade de essas moléculas sofrerem distorção em sua nuvem eletrônica. A polarizabilidade é tanto mais intensa quanto mais afastados os elétrons de valência estiverem do núcleo e quanto maior for o número de elétrons na nuvem eletrônica da espécie química. Portanto, quanto maior for o raio de X, em que X é um halogênio, maior será a temperatura de ebulição.

Manual do Professor


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Questão 03 – Letra CComentário: O éter dietí l ico apresenta interações

intermoleculares do tipo dipolo permanente-dipolo permanente

mais fracas que as interações intermoleculares do tipo ligação

de hidrogênio presentes entre as moléculas do butanol. Quanto

mais fracas as interações intermoleculares em uma substância,

(menor será a sua viscosidade e maior a sua volatibilidade),

o que tornam incorretas as alternativas B e E, e menor serão

suas temperaturas de fusão e ebulição, o que torna incorreta

a alternativa A e correta a alternativa C. Além disso, por se

tratarem de substâncias diferentes e que, portanto, possuem

calores específicos diferentes, a quantidade de calor liberada

em uma combustão não será a mesma, ainda que haja uma

mesma quantidade de matéria sendo queimada, sendo a

alternativa E incorreta.

Questão 04 – Letra B Comentário: A variação da temperatura de ebulição

entre compostos é sempre determinada pela diferença de

intensidade das interações interpartículas, pois estas são as

interações rompidas durante o processo de ebulição. À medida

que a cadeia carbônica aumenta, também aumentam a massa

molar do composto, o número de elétrons na nuvem eletrônica

e, consequentemente, a sua polarizabilidade (capacidade de

formar dipolos instantâneos). Isso será responsável por tornar

mais intensas as interações intermoleculares do tipo dipolo

instantâneo-dipolo induzido existentes entre as moléculas.

Questão 05 – Letra CComentário: Para resolução dessa questão, analisaremos cada

uma das alternativas.

A) Incorreta. À medida que os compostos se tornam mais

ramificados, eles se tornam mais esféricos e, assim,

a área de interação entre eles diminui. Esse aumento das

ramificações causa um decréscimo na intensidade das

interações intermoleculares e, portanto, nas temperaturas

de fusão e de ebulição.

B) Incorreta. Para compostos orgânicos de cadeias similares,

como é o caso dos álcoois e dos alcanos correspondentes,

aqueles formados por moléculas mais polares apresentarão

interações mais intensas. Os álcoois possuem em sua estrutura

o grupo hidroxila (OH), no qual o oxigênio, ligado diretamente

ao hidrogênio, atrai a densidade eletrônica do H de tal forma

que o núcleo deste fica “desprotegido”, ou seja, forma-se um

polo positivo que possibilita grande aproximação de outro

átomo suficientemente pequeno e muito eletronegativo,

tal como o oxigênio de outra molécula. Essas interações

intermoleculares razoavelmente intensas são denominadas

ligações de hidrogênio e são responsáveis pela temperatura

de ebulição razoavelmente alta do álcool em relação ao

alcano correspondente.

C) Correta. Entre compostos orgânicos de cadeias

similares, aqueles formados por moléculas mais polares

apresentarão interações mais intensas. Os álcoois

apresentam o grupo hidroxila (OH), ao passo que

os ácidos carboxílicos têm em sua estrutura o grupo

carboxila (COOH). A presença do grupo carboxila confere

maior polaridade e mais possibilidades de ocorrência de

interações do tipo ligação de hidrogênio à molécula de

ácidos carboxílicos e, portanto, maiores temperaturas

de ebulição.

D) Incorreta. Os alcanos são compostos que possuem

apenas átomos de carbono e hidrogênio em suas

moléculas e apresentam polaridade muito baixa,

podendo, para fins práticos, ser considerados apolares.

Dessa forma, as interações intermoleculares do tipo dipolo

instantâneo-dipolo induzido são as únicas interações

intermoleculares presentes nessas moléculas. As moléculas

de água interagem predominantemente por interações

intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio, que são

muito mais intensas que as interações intermoleculares

presentes entre as moléculas dos alcanos líquidos. Assim,

a agregação das moléculas de água é maior que a agregação

das moléculas dos alcanos, resultando em uma maior massa

de água em um determinado volume quando comparada à

massa de etanol para esse mesmo volume.

Questão 06 – Letra BComentário: As estruturas das aminas de fórmula molecular

C3H9N estão representadas a seguir:

HN

HCH2CH2CH3

HN

CH2CH3CH3

HN

CHH

CH3

CH3

H3CN

CH3CH3

TrimetilaminaIsopropilaminaEtilmetilaminaPropilamina

No processo de destilação fracionada, a amina a ser

separada primeiro é a que possui menor temperatura de

ebulição. Para determinar qual dessas aminas possui menor

temperatura de ebulição, deve-se analisar quais são os tipos

de interações intermoleculares realizados entre as moléculas

de cada um dos compostos. As moléculas de propilamina,

etilamina e isopropilamina apresentam um átomo de

hidrogênio ligado a um átomo de nitrogênio. Portanto,

elas realizam interações do tipo ligação de hidrogênio,

que é a mais intensa entre as interações intermoleculares.

A trimetilamina é uma molécula polar, mas não possui em

sua estrutura átomo de hidrogênio ligado ao nitrogênio.

Por esse motivo, as interações intermoleculares presentes

entre as moléculas dessa amina são do tipo dipolo

permanente, menos intensas que as interações realizadas

pelas três outras moléculas. Assim, a primeira amina a ser

separada será a trimetilamina.

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QU

ÍMIC

A


Comentário: As estruturas a seguir representam as

substâncias orgânicas citadas:

EtanolOH

Heptano

Hexano 1-propanol (propan-1-ol)

OH

O heptano e o hexano, por serem formados por moléculas

apolares, são insolúveis em água, já que não estabelecem com

ela interações favoráveis. Como o heptano possui maior cadeia

carbônica, estabelece interações do tipo dipolo instantâneo-

-dipolo induzido mais intensas e, portanto, seu ponto de

ebulição é maior do que o do hexano. Logo, o composto I é o

hexano, e o IV é o heptano.

O etanol e o propan-1-ol são solúveis em água, pois

podem estabelecer com esta interações do tipo ligação

de hidrogênio. Como a cadeia carbônica do propan-1-ol

é maior do que a do etanol, suas interações são mais intensas

que as do etanol. Logo, o propan-1-ol possui maior temperatura

de ebulição, sendo, portanto, o composto III. Assim, o etanol

corresponde ao composto II.




A) Correta. A solubilização do β-caroteno em água é

energeticamente desfavorável em função da diferença de

polaridade entre essas moléculas.

B) Correta. As moléculas de vitamina C estão unidas por

interações intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio,

que são mais intensas que as dipolo instantâneo

dipolo-induzido estabelecidas entre as moléculas de

β-caroteno. Como a energia gasta para romper e / ou

enfraquecer ligações de hidrogênio é maior do que para

romper e / ou enfraquecer interações do tipo dipolo

induzido-dipolo instantâneo, a vitamina C apresenta maior

ponto de fusão.

C) Incorreta. O β-caroteno não apresenta em sua estrutura

hidrogênio com baixa densidade eletrônica ligado a um

átomo muito eletronegativo. Portanto, o β-caroteno não é

capaz de realizar ligação de hidrogênio com o etanol.

D) Correta. A presença de grupos OH favorece o estabelecimento

de interações intermoleculares do tipo ligação de hidrogênio

entre as moléculas de vitamina C.




A) Coerente. Analisando a tabela com dados sobre alguns ácidos

carboxílicos, verifica-se que a densidade do ácido etanoico

é igual a 1,04 g.mL–1, ao passo que a densidade do ácido

n-pentanoico é 0,94 g.mL–1. Portanto, a massa correspondente

a 1,0 mL de ácido etanoico (1,04 g), é maior que a massa

correspondente a 1,0 mL de ácido n-pentanoico (0,94 g).

B) Incoerente. O ácido propanoico deve ter ponto de

ebulição (a 1 atm) abaixo de 164 °C, pois esse composto

apresenta interações intermoleculares menos intensas

que as apresentadas pelo ácido butanoico. Essa afirmativa

pode ser feita, porque o ácido propanoico possui um

grupo –CH2– a menos que o butanoico e, dessa forma,

as interações intermoleculares apresentadas por este

são mais intensas, o que lhe confere um ponto de

ebulição maior.

C) Incoerente. Analisando os dados fornecidos na tabela,

verifica-se que, à medida que um grupo –CH2– é

acrescentado à cadeia, ocorre a diminuição do valor da

densidade dos ácidos.

D) Incoerente. À medida que a massa molar dos ácidos

carboxílicos aumenta, maior a dificuldade de passagem de

suas moléculas do estado líquido para o gasoso, pois maior

é a energia que deve ser fornecida ao sistema para que

ocorra a mudança de estado. Esse comportamento ocorre

porque à medida que um grupo –CH2– é acrescentado à

cadeia, verifica-se um aumento da temperatura de ebulição,

pois ocorre um aumento das interações dipolo instantâneo-

-dipolo induzido.

E) Incoerente. Quanto menor é a temperatura de ebulição

de um líquido, maior é a sua volatilidade. Assim,

a uma mesma temperatura, a pressão de vapor do ácido

n-butanoico deve ser maior que a do ácido n-hexanoico.


Comentário: Analisando a estrutura da Vitamina C, é possível

afirmar que se trata de um composto hidrossolúvel, visto que

possui muitos grupos OH que realizam interações do tipo ligação

de hidrogênio com moléculas de água.

Manual do Professor


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Questão 11

Comentário:

A) Com o aumento da cadeia carbônica, observa-se a

diminuição da solubilidade do álcool em água. Essa

tendência é observada porque o aumento da cadeia

carbônica resulta em um aumento da parte apolar do álcool,

que não interage de forma termodinamicamente favorável

com a água, cuja molécula é polar.

B) Ao fim do experimento, será observada uma substância

sólida flutuando sobre um líquido incolor, visto que o

ponto de fusão do 1-dodecanol é 25 °C e o experimento

foi realizado na temperatura de 15 °C.


Comentário: Os detergentes correspondem a sais de ácidos

sulfônicos de cadeias longas, por isso eles poderiam ser obtidos

mesmo quando havia escassez de óleos e gorduras (fontes

de ácidos graxos para a fabricação de sabão). Analisando-se

as fórmulas moleculares fornecidas na questão, a única que

corresponde a um derivado de ácido sulfônico (R–SO3–) e que,

portanto, corresponde a uma molécula de detergente é a

molécula representada na alternativa D.

Seção Enem



Habilidade: 24

Comentário: Os óleos essenciais são espécies voláteis, logo,

para a obtenção de material com maiores quantidades de

essências, a coleta deve ser realizada ao raiar do dia a fim de

evitar a volatilização das substâncias de interesse, devido à

menor incidência de raios solares. A recomendação das colheitas

para extração do óleo essencial das folhas ocorre no período da

manhã, pois as plantas acumulam óleo essencial durante a noite

e, no decorrer do dia, perdem-no por volatilização, já que são

espécies voláteis.

Questão 02 – Letra BEixo cognitivo: IV


Habilidade: 18

Comentário: As moléculas de oleorresina de Capsicum

possuem baixa polaridade, o que explica a baixa solubilidade

dessa substância, que é formada por moléculas polares, em

água. Logo, a água não consegue remover a oleorresina

presente no spray de pimenta.


Eixo cognitivo: III


Habilidade: 10

Comentário: O texto descreve o fato de os pesticidas

organofosforados poderem difundir-se para os tecidos

lipídicos dos peixes. A característica dos organofosforados

responsável pelo processo descrito é a baixa polaridade, uma

vez que os compostos lipídicos também apresentam baixa

polaridade. Assim, os organofosforados estabelecem interações

hidrofóbicas e são compostos lipossolúveis.


Eixo cognitivo: IV


Habilidade: 18

Comentário: Os sabões possuem uma parte orgânica

(longa cadeia carbônica hidrofóbica) e uma parte inorgânica

(hidrofílica), dissolvem a gordura e são solúveis em água.

A parte orgânica se liga a gorduras e óleos, ao passo

que a parte inorgânica se liga à água. Os sabões são

sais de ácido graxo (ácidos de cadeia longa). Portanto,

a substância capaz de formar a estrutura mencionada

é: C17H33COONa.

H3C CO

O–Na+(CH2)16

Parte apolar se liga ao óleo ou à gordura Parte polar se

liga à água


Eixo cognitivo: V


Habilidade: 27

Comentário: No acidente ambiental, foi derramada uma

quantidade considerável de hidrocarboneto, composto

orgânico apolar constituído de carbono e hidrogênio

somente. O químico ambiental conseguiu um resultado

satisfatório na atenuação do impacto, derramando

sobre o hidrocarboneto um tensoativo, paradodecil-

benzenossulfonato, cuja molécula apresenta uma parte

hidrofóbica (apolar) e uma parte hidrofílica (polar). Com

isso, o tensoativo consegue solubilizar o hidrocarboneto

derramado pela parte apolar de sua molécula e também se

dissolver em água pela parte polar no caso de ocorrerem

precipitações na área devastada.

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