Exercícios Resolvidos de Química

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Química

QUÍMICA A 3.a S

Curso Extensivo – A a 3. Série – Ensino Médio

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QUÍMICA A 3.a S

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MÓDULO

1

QUÍMICA Estrutura Atômica e Radioatividade

1. (UFU-MG) – Nas festas de Réveillon, o céu fica embelezado pelas cores emitidas pela queima dos fogos de artifício. A esses fogos são adicionadas substâncias, cujos átomos emitem radiações de luminosidades diferentes. Considerando uma explicação para a observação das cores, na queima dos fogos de artifício, por meio de modelos atômicos propostos no início do século XX, marque a alternativa incorreta. a) Na emissão de energia, devida à transição de elétrons, encontra-se uma explicação para a observação das cores dos fogos de artifícios, pois segundo os estudos de Bohr, o elétron pode emitir ou absorver uma quantidade definida de energia chamada quantum. b) Os estudos realizados por Thomson, assim como o modelo atômico proposto por ele, reconhecem a natureza elétrica da matéria e explicam a eletrização por atrito, a corrente elétrica, a formação dos íons e as descargas elétricas em gases. Contudo, o modelo não explica as cores observadas na queima dos fogos de artifício. c) Os estudos realizados por Dalton, assim como o modelo atômico proposto por ele, contribuíram para resgatar as ideias sobre o átomo, ao proporem que átomos diferentes possuem diferentes pesos atômicos. No entanto, o peso atômico não é o responsável pela exibição das cores quando da queima dos fogos de artifício. d) De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, as cores produzidas na queima de fogos são as emissões de energia na forma de luz. Essa emissão de energia ocorre quando os elétrons excitados dos íons metálicos, presentes nos fogos de artifícios, retornam para os níveis de maior energia. RESOLUÇÃO: a) Correta. Ao absorver energia, um elétron “salta” para um nível mais externo e, ao retornar, o elétron passa para um nível mais interno. b) Correta. Thomson descobre a existência de partículas subatômicas, não relatando a existência de núcleo e níveis de energia. c) Correta. Dalton não sabia da existência de elétrons, núcleo, eletrosfera ou níveis de energia. d) Falsa. A emissão de energia ocorre quando os elétrons passam para os níveis de menor energia. Resposta: D

2. (UFSC) – Assinale as alternativas corretas. (01) O único átomo que apresenta número atômico igual ao número de massa é o prótio. (02) Um átomo A, com p prótons e n nêutrons, e um átomo B, com p + 1 prótons e n – 1 nêutrons, são isóbaros. (04) O número de nêutrons do trítio é igual ao número de nêutrons do deutério. (08) Os íons Na+, Cl – e Al 3+ são isoeletrônicos. (16) Os isótopos pertencem sempre ao mesmo elemento químico. (32) Sendo A e B isóbaros, com o número atômico de A, 64 e o número de massa de B, 154, então o número de nêutrons do núcleo do átomo A é 90. (64) O número de massa de um átomo é dado pela soma de prótons e elétrons e é representado pela letra A, que é praticamente igual à massa atômica. Dados: 1H 11Na 17Cl 13Al RESOLUÇÃO: (01) Verdadeira. 1 H prótio 1 (02) Verdadeira. Isóbaros = mesmo número de massa. (04) Falsa. 3 2 H n=2 H n=1 1 1 trítio deutério (08) Falsa. Na+; Cl–; Al3+ e = 10; e = 18; e = 10, respectivamente. (16) Verdadeira. (32) Verdadeira. 154 A B154 64 n = 90 (64) Falsa. Prótons + nêutrons

QUÍMICA A 3.a S

Revisão

–1


3. A soma dos números de nêutrons de três átomos, J, L e M, é 88, enquanto a soma dos números de prótons é 79. Sabe-se ainda que L tem 30 nêutrons, J e L são isótopos, L e M são isóbaros e J e M são isótonos. Calcule o número atômico e o número de massa de cada um deles.

5. (UFRJ)

RESOLUÇÃO: NJ + NL+ NM = 88, como J e M são isótonos, temos: NJ + NJ + 30 = 88 → NJ = 29, então NM = 29

Esse símbolo identifica alimentos irradiados

PJ + PL + PM = 79, como L e J são isótopos, temos: PM = 79 – 2PL AL = AM, temos: PL + NL = PM + NM , substituindo, temos: PL +30 = 79 – 2PL + 29 → PL = 26, então PM = 27 e PJ = 26, portanto os números de massa são: AL = 26 + 30 = 56 55 26 J

AJ = 26 + 29 = 55

AM = 27 + 29 = 56

56 56 26 L 27 M

Estima-se que, no Brasil, a quantidade de alimentos desperdiçados seria suficiente para alimentar 35 milhões de pessoas. Uma das maneiras de diminuir esse desperdício é melhorar a conservação dos alimentos. Um dos métodos disponíveis para tal fim é submeter os alimentos a radiações ionizantes, reduzindo, assim, a população de micro-organismos responsáveis por sua degradação. Uma das tecnologias existentes emprega o isótopo de número de massa 60 do Cobalto como fonte radioativa. Esse isótopo decai pela emissão de raios gama e de uma partícula β e é produzido pelo bombardeamento de átomos de Cobalto de número de massa 59 com nêutrons. a) Escreva a reação de produção do Cobalto-60 a partir do Cobalto-59 e a reação de decaimento radioativo do Cobalto-60 b) Um aparelho utilizado na irradiação de alimentos emprega uma fonte que contém, inicialmente, 100 gramas de Cobalto-60. Admitindo que o tempo de meia-vida do Cobalto-60 seja de cinco anos, calcule a massa desse isótopo presente após quinze anos de utilização do aparelho. Dado: números atômicos: cobalto = 27; níquel = 28. RESOLUÇÃO:

4. O zinco é essencial para o metabolismo de proteínas, e mais de 100 enzimas. A deficiência de Zn2+ causa problemas de crescimento, apatia, cansaço , amnésia, perda de apetite, aumento do tempo de cicatrização de ferimentos, o que pode ser sanado com uma alimentação adequada ou pela ingestão de comprimidos que contêm ZnO. Sabendo que o zinco apresenta Z = 30, indique a distribuição eletrônica desse íon em subníveis de energia. RESOLUÇÃO: 2 2 6 2 6 2 10 30Zn 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Ocorre perda de dois elétrons do subnível mais afastado do núcleo (4s2) 2+ 2 2 6 2 6 10 30Zn : 1s 2s 2p 3s 3p 3d

QUÍMICA A 3.a S

K

1s2

L

2s2

2p6

M

3s2

3p6

3d10

N

4s2

4p

4d

2–

a) A reação de produção do Cobalto-60 a partir do Cobalto-59 é: 59 Co 27

+ 10n →

60 Co 27

A reação de decaimento radioativo do Cobalto-60 através da emissão de uma partícula β é: 60 Co 27

→

60 Ni 28

+ β–

b) A massa de Cobalto-60 cai à metade a cada 5 anos. Logo, a massa de Cobalto-60 presente após 15 anos é: 5a 5a 5a 100g ––––––– 50g –––––––– 25g ––––––– 12,5g


MÓDULO

2

Ligações Químicas

1. Um átomo é considerado estável quando sua última camada tem oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Os átomos instáveis se unem uns aos outros a fim de adquirir essa configuração estável. A união é denominada de ligação química. Julgue os itens abaixo: (1) Para o sal sulfato de magnésio, existem ligações iônicas, duas covalentes normais e duas covalentes dativas. (2) A ureia (CH4N2O) apresenta ligações covalentes normais, sendo duas simples, uma dupla e uma ligação covalente coordenada. (3) O ácido acético (C2H4O) é um ácido inorgânico que apresenta forças intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio. (4) No cloreto de sódio, a ligação é iônica, o que explica o alto ponto de fusão e o fenômeno da clivagem. Dado: As estruturas de Lewis: •• •N• •

• •O• • • •

•• • Cl • • ••

• •C• •

• •S• • • •

Na •

• Mg •

H•

RESOLUÇÃO: (1) Verdadeiro.

Mg2+

Condução de corrente elétrica Amostra Ponto de fusão Ponto de ebulição a 25°C

1000°C

A

801°C

1413°C

isolante condutor

B

43°C

182°C

isolante

C

1535°C

2760°C

condutor condutor

D

1248°C

2250°C

isolante isolante

––––

Segundo os modelos de ligação química, A, B, C e D podem ser classificados, respectivamente, como, a) composto iônico, metal, substância molecular, metal. b) metal, composto iônico, composto iônico, substância molecular. c) composto iônico, substância molecular, metal, metal. d) substância molecular, composto iônico, composto iônico, metal. e) composto iônico, substância molecular, metal, composto iônico. RESOLUÇÃO: I) Análise dos estados físicos das amostras:

O ↑ O—S—O ↓ O

2–

apresenta ligações iônicas, pois o magnésio é um metal (tendência de doar elétrons) e, também, ligações covalentes normais (—) e dativas (→). (2) Falso. A fórmula estrutural da ureia é: O

H2N

2. (PUC-SP) – Analise as propriedades físicas na tabela abaixo:

NH2

Há somente ligações covalentes, pois o compartilhamento de elétrons é fornecido pelos átomos envolvidos.

25°C

1000°C

amostra A

sólido

líquido

amostra B

sólido

–––––

amostra C

sólido

sólido

amostra D

sólido

sólido

Os compostos iônicos não conduzem corrente elétrica no estado sólido, enquanto no estado líquido conduzem (íons livres). As amostras A e D obedecem a essas condições. A substância molecular não apresenta essa característica da condutibilidade, pois as moléculas são partículas eletricamente neutras. A amostra B, provavelmente, é molecular. Os metais apresentam a condutibilidade elétrica nos estados sólido e líquido (elétrons livres). A amostra C é metal. Resposta: E

(3) Falso. As interações são do tipo pontes de hidrogênio “sui generis”, mas o ácido é orgânico. O HO H3C — C

C — CH3 O QUÍMICA A 3.a S

OH

(4) Verdadeiro. O átomo de sódio apresenta 1e– de valência, portanto tende a doar o elétron, transformando-se em Na+, enquanto o átomo de cloro apresenta 7e– de valência, portanto tende a receber o elétron, transformando-se em Cl –. Esta interação eletrostática é intensa, o que explica o alto PF, e o retículo iônico — ao sofrer uma pancada — rompe-se em camadas, processo denominado clivagem.

–3


3. (PUC-SP) – Sabe-se que – a amônia (NH3) é constituída por moléculas polares e apresenta boa solubilidade em água; – o diclorometano (CH2Cl2) não possui isômeros. Sua molécula apresenta polaridade, devido à sua geometria e à alta eletronegatividade do elemento Cl; – o dissulfeto de carbono (CS2) é um solvente apolar de baixa temperatura de ebulição. As fórmulas estruturais que melhor representam essas três substâncias são, respectivamente,

4. Algumas propriedades físicas dos compostos I, II, III, IV e V são apresentadas na tabela abaixo. Esses compostos são octano, propan-2-ol, triclorometano, hexano e propanona, não necessariamente nessa ordem Composto

Temperatura de ebulição/°C

Densidade/ g cm–3

Solubilidade em água

I

68,3

0,660

imiscível

II

82,5

0,789

miscível

III

125,7

0,703

imiscível

IV

56,0

0,790

miscível

V

61,0

1,490

imiscível

Considerando as propriedades apresentadas, identifique os compostos enumerados na tabela. RESOLUÇÃO: O octano e o hexano são hidrocarbonetos, portanto, insolúveis em água e suas densidades são menores que 1g/mL, mas o octano apresenta maior TE, pois possui maior cadeia, então o octano é o III, enquanto o hexano é o I. O propan-2-ol e a propanona são polares, portanto são solúveis em água, mas o álcool estabelece pontes de hidrogênio, que são intensas, portanto apresenta maior PE que a propanona, então o propan-2-ol é o II, enquanto a propanona é o IV O triclorometano é pouco polar e mais denso que a água, portanto é o V.

RESOLUÇÃO: Amônia: NH3 •• N H

H

H

– Piramidal, polar; – se a molécula fosse plana, ela seria apolar.

Diclorometano: CH2Cl2 Cl – Tetraédrica, polar; – se a molécula fosse plana quadrada, existiriam C isômeros. Cl H H Dissulfeto de carbono: CS2 S=C=S – Linear, apolar. Resposta: B QUÍMICA A 3.a S

4–


3

Soluções

1. (PUC-SP) – O gráfico a seguir representa a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) em água.

A 70°C, foram preparadas duas soluções, cada uma contendo 70 g de nitrato de potássio (KNO3) e 200 g de água. A primeira solução foi mantida a 70°C e, após a evaporação de uma certa massa de água (m), houve início de precipitação do sólido. A outra solução foi resfriada a uma temperatura (t) em que se percebeu o início da precipitação do sal. Calcule, aproximadamente, os valores de m e t. RESOLUÇÃO: Soluções iniciais: 70g de KNO3/200g de H2O a 70°C Cálculo da massa m de água que foi evaporada da primeira solução, a solução sendo mantida a 70°C. Cálculo da massa de água que não evaporou: 140g de KNO3 ––––––––– 100g de H2O 70g de KNO3 –––––––– x x = 50g de H2O A massa m é dada por: m = 200g – x → m = 150g A solução será uma solução saturada na temperatura t. Cálculo da quantidade de soluto para uma solução saturada com 100g de H2O: 70g de KNO3 ––––––––– 200g de H2O y ––––––––– 100g de H2O

2. (MACKENZIE-SP) –As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções, já que a temperatura influi decisivamente na solubilidade das substâncias. Considerando as curvas de solubilidade dadas pelo gráfico, é correto afirmar que

a) há um aumento da solubilidade do sulfato de cério com o aumento da temperatura. b) a 0ºC o nitrato de sódio é menos solúvel que o cloreto de potássio. c) o nitrato de sódio é a substância que apresenta a maior solubilidade a 20ºC. d) resfriando-se uma solução saturada de KClO3, preparada com 100g de água, de 90ºC para 20ºC, observa-se a precipitação de 30 g desse sal. e) dissolvendo-se 15g de cloreto de potássio em 50g de água a 40ºC, obtém-se uma solução insaturada. RESOLUÇÃO: Com o aumento da temperatura, a solubilidade de Ce2(SO4)3 diminui. A 0°C, o nitrato de sódio (NaNO3) é mais solúvel que o cloreto de potássio (KCl). A 20°C, a substância de maior solubilidade é o iodeto de potássio (KI). A 90°C, 100g de água dissolvem 50g de KClO3, enquanto, a 20°C, 100g de água dissolvem 10g de KClO3. Observa-se a precipitação de 40g de KClO3. A 40°C, 50g de água dissolvem no máximo 20g de KCl. Logo, a solução que tem 15g de KCl dissolvidos em 50g de água, a 40°C, é insaturada. Resposta: E

70 . 100 y = ––––––– g = 35g de KNO3 200 Pelo gráfico, a temperatura t é aproximadamente 22°C.

–5

QUÍMICA A 3.a S

MÓDULO


3. (UEMS) – A presença do oxigênio dissolvido na água se deve, em → O (aq), parte, à sua dissolução do ar atmosférico para a água, O (g) ← 2

2

cuja constante de equilíbrio apropriada é a constante da Lei de Henry, KH. Para o processo de dissolução do O2, KH, é definida como KH = [O2 (aq)]/pO , em que pO é a pressão parcial de oxigênio 2

2

no ar. A figura a seguir mostra a solubilidade do gás oxigênio em água

4. (FATEC-SP) – Sancionada pelo presidente, a Lei 11.705/08, chamada de Lei Seca, prevê maior rigor contra o motorista que ingerir bebidas alcoólicas e dirigir. A nova lei seca brasileira, com limite de 2 decigramas de álcool por litro de sangue, além de multa de R$ 955, prevê a perda do direito de dirigir e a retenção do veículo. A partir de 6 decigramas por litro, a punição será acrescida de prisão. Dados: densidade do álcool 0,8 g/cm3

em função da temperatura, na pressão atmosférica de 1 atm

Fórmula do cálculo de álcool no sangue (g/L):

(760mmHg). Gramas de álcool consumidos –––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– (Massa Corporal em kg x Coeficiente*) *Coeficiente : 0,7 em homens; 0,6 em mulheres; 1,1 se o álcool foi consumido nas refeições Calcule a concentração, em decigrama de álcool por litro de sangue, em um indivíduo de 80kg, ao beber 250mL de vinho 12°GL em uma refeição. a) Considerando que a altitude seja a mesma, em que lago há mais oxigênio dissolvido: em um de águas a 10ºC ou em outro de águas a 25 ºC? Justifique. b) Considerando uma mesma temperatura, onde há mais oxigênio dissolvido, em um lago no alto da Cordilheira dos Andes ou em outro em sua base? Justifique. RESOLUÇÃO: A dissolução de um gás em um líquido depende da sua pressão parcial e da temperatura, segundo a Lei de Henry. a) O lago a 10ºC apresenta maior quantidade de O2 dissolvido, pois a solubilidade de um gás em um líquido diminui com o aumento da temperatura. b) No lago da base a dissolução é maior, pois a pressão parcial do gás é maior sobre o líquido.

RESOLUÇÃO: Cálculo do volume de álcool no vinho: 100mL ––––– 12mL 250mL ––––– x x = 30mL Cálculo da massa de álcool consumida: m d = –––– V m 0,8g/mL = ––––– 30mL m = 24g Cálculo da concentração de álcool no sangue (g/L): 24 ––––––– = 0,270 80 . 1,1 0,270g/L 1g ––––––– 10dg 0,270g ––––––– x x = 2,70dg ∴ 2,70dg/L

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6–


MÓDULO

4

Soluções e Conceitos de Ácidos e Bases

1. (MACKENZIE-SP) Água demais pode fazer mal e até matar “Um estudo de 2005 do New England Journal of Medicine revelou que cerca de um sexto dos maratonistas desenvolvem algum grau de hiponatremia, ou diluição do sangue, que acontece quando se bebe água em demasia”. Ao pé da letra, hiponatremia quer dizer “sal insuficiente no sangue”, ou seja, uma concentração de sódio abaixo de 135 milimol por litro de sangue — a concentração normal permanece entre 135 e 145 milimol por litro. "Casos graves de hiponatremia podem levar à intoxicação por água, uma doença cujos sintomas incluem dores de cabeça, fadiga, náusea, vômito, urinação frequente e desorientação mental." (Scientific American Brasil)

Antes de iniciar uma competição, um maratonista de 1,75m de altura e 75kg possui, aproximadamente, 5L de sangue com uma concentração de sódio no limite máximo da concentração normal. Após a conclusão da prova, esse atleta ingeriu um excesso de água, durante a sua hidratação. Esse excesso gerou, depois de algumas horas, uma re dução na concentração de sódio para 115 milimol por litro de sangue, atingindo um quadro de hiponatremia. Com base nessas informações, os valores mais próximos da massa de sódio presente no sangue do atleta, antes de iniciar a prova, e do volume de água absorvido pela corrente sanguínea após a sua hidratação, são, respectivamente, Dado: Massa molar (Na = 23 g/mol) a) 15,5g e 1,3L. c) 15,5g e 4,6L. e) 15,5g e 6,3L.

b) 16,7g e 6,3L. d) 16,7g e 1,3L.

RESOLUÇÃO: Massa de sódio antes de iniciar a prova: 1 mol ––––––– 23g 145 . 10–3 mol ––––––– x x = 3,335 g/L

2. A tabela a seguir mostra a composição, em massa, de 100mL de amostra de sangue e urina, de pacientes com problemas renais. Componentes

Sangue g/100mL

Urina g/100mL

Água

93

95

Ureia

0,3

2,4

Sais minerais

0,72

1,2

Outros

6,25

1,3

As doenças renais estão entre as causas mais importantes de morte e de incapacidade, em muitos países. Em uma pessoa sadia, a quantidade de ureia no sangue mantêm-se sempre constante. Isso porque o excesso dessa substância fica retido nos rins quando o sangue circula por esses órgãos. Essa é uma das importantes funções renais, ou seja, retirar o excesso de ureia do sangue e eliminá-lo com a urina. a) Quais as concentrações de ureia, em mol/L, no sangue e na urina? b) Se misturarmos 9 litros de sangue com 1 litro de urina, qual será a nova concentração de ureia, em mol/L na mistura final? Dado: Massa molar da ureia = 60g/mol RESOLUÇÃO: a) No sangue: 1mol de ureia ––––––––––– 60g x ––––––––––– 0,3g x = 5 . 10–3mol 5 . 10–3mol ––––––––––– 100mL y ––––––––––– 1000mL y = 5 . 10–2mol/L Na urina: 1mol de ureia ––––––––––– 60g w ––––––––––– 2,4g w = 4 . 10–2mol 4 . 10–2 mol ––––––––––– 100mL z ––––––––––– 1000mL z = 4.10–1mol/L b) M1V1 + M2V2 = M3V3

1L –––––––– 3,335g 5L –––––––– y y = 16,675g ≅ 16,7g

5 . 10–2mol/L . 9L + 4 . 10–1mol/L . 1L = M3 . 10L M3 = 0,085 mol/L

QUÍMICA A 3.a S

Volume de água absorvido pela corrente sanguínea: M1V1 = M2V2 (145 . 10–3 mol/L) (5L) = (115 . 10–3 mol/L) (V2) V2 = 6,3L Volume de água = 6,3L – 5,0L = 1,3L Resposta: D

–7


3. (ITA-SP) – Indique a opção que contém a equação química de uma reação ácido-base na qual a água se comporta como base. → NH OH a) NH + H O ← 3

2

4

→ NH + NaOH b) NaNH2 + H2O ← 3 → NaHCO + NaOH c) Na CO + H O ← 2

3

2

3

→ H CO d) CO2 + H2O ← 2 3 → TiO + 4HCl e) TiCl + 2H O ← 4

2

2

RESOLUÇÃO: Segundo Brönsted, ácido é a espécie que cede prótons (H+) e base é a espécie que recebe prótons (H+).

4. (UFSCar-SP) – A metilamina é um produto gasoso formado na decomposição da carne de peixe, responsável pelo odor característico que impregna as mãos de quem trabalha com peixe. A prática mostra que é mais fácil remover o odor de peixe das mãos esfregando-as primeiro com suco de limão ou vinagre, e depois lavando com água pura, do que diretamente com água e sabão. Com base nestas informações, considere o seguinte texto sobre a metilamina: A metilamina é um gás bastante solúvel em água. Tem propriedades ..............., por conter na molécula o grupo amino. Reage com ................, produzindo o sal CH3NH3+Cl–. Esse sal, quando puro e dissolvido em água, por hidrólise, forma uma solução de caráter .................... .

→ NH OH a) NH3 + H2O ← 4 equação iônica: H+ → NH + + OH– NH3 + H2O ← 4 base ácido b) NaNH2 + H2O → ← NH3 + NaOH equação iônica: H+

→ NaHCO + NaOH c) Na2CO3 + H2O ← 3 equação iônica:

→ HCO – + OH– H2O ← 3 ácido

•• d) CO2 + H2O → ← H2CO3 ácido base complexo coordenado

⇑ e) TiCl4 + 2H2O → ← TiO2 + 4HCl O cloreto de titânio é um líquido que se hidrolisa facilmente, produzindo gás clorídrico (HCl); nesse caso, a água não atua como ácido ou base.

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8–

Reage com ácidos produzindo sal: –

H3C — NH2 + HCl → H3C — NH3 Cl cloreto de metilamônio

Segundo Lewis, ácido é a espécie que recebe par de elétrons e base é a espécie que cede par de elétrons.

Resposta: D

••

livres: H3C — N — H | H

+

H+ +

RESOLUÇÃO: A metilamina tem propriedades básicas, por apresentar par de elétrons

→ NH + OH– NH 2– + H2O ← 3 base ácido

CO2– 3 base

O texto é completado de forma correta, respectivamente, por a) básicas … HCl … ácido. b) básicas … NaHCO3 … ácido. c) ácidas … NaOH … neutro. d) ácidas … HCl … básico. e) ácidas … NaOH … neutro.

Esse sal apresenta caráter ácido por ser proveniente de ácido forte (HCl) e base fraca (CH3NH2). Resposta: A


5

Propriedades Coligativas

1. (ITA-SP) – Considere as seguintes afirmações relativas aos sistemas descritos abaixo, sob pressão de 1 atm: I. A pressão de vapor de uma solução aquosa de glicose 0,1mol/L é menor do que a pressão de vapor de uma solução de cloreto de sódio 0,1mol/L a 25°C. II. A pressão de vapor do pentano é maior do que a pressão de vapor do hexano a 25°C. III. A pressão de vapor de substâncias puras, como acetona, éter etílico, etanol e água, todas em ebulição e no mesmo local, tem o mesmo valor. IV. Quanto maior for a temperatura, maior será a pressão de vapor de uma substância. V. Quanto maior for o volume de um líquido, maior será a sua pressão de vapor. Dessas afirmações, estão corretas a) apenas I, II, III e IV. b) apenas I, II e V. c) apenas I, IV e V. d) apenas II, III e IV. e) apenas III, IV e V. RESOLUÇÃO: I) Errada. A pressão de vapor de uma solução aquosa de glicose 0,1 mol/L é maior do que a pressão de vapor de uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L a 25°C, pois o número de partículas dispersas por unidade de volume é menor na solução aquosa de glicose. solução aquosa de glicose: partículas dispersas: 0,1 mol/L + – NaCl(s) → ← Na (aq) + Cl (aq) 0,1 mol/L 0,1 mol/L 0,1 mol/L

partículas dispersas: 0,2 mol/L II) Correta. A pressão de vapor do pentano é maior do que a pressão de vapor do hexano a 25°C, pois as intensidades das forças intermoleculares no pentano (menor cadeia) são menores do que as do hexano (maior cadeia). À medida que aumenta a massa molecular, diminui a pressão de vapor e aumenta a temperatura de ebulição. III)Correta. Um líquido entra em ebulição quando a sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica, portanto, na ebulição, todas as substâncias têm a mesma pressão de vapor, quando no mesmo local. IV)Correta. Aumentando a temperatura do líquido, teremos um aumento de energia cinética das moléculas, facilitando a vaporização. V) Errada. A pressão de vapor não depende do volume do líquido, pois depende apenas da temperatura e da natureza do líquido. Resposta: D

2. (UFSCar-SP) – As curvas A, B, C e D, mostradas na figura, apresentam as variações das pressões de vapor em função da temperatura de quatro substâncias puras.

A tabela a seguir apresenta as fórmulas e massas molares das quatro substâncias associadas às curvas A, B, C e D, porém não necessariamente nesta ordem. Substância

Massa molar (g/mol)

H 2O CH3COOH HCCl3 CCl4

18 60 119 154

a) Considere que cada substância foi aquecida, isoladamente, até 70°C, sob pressão de 760mmHg. Quais das curvas (A, B, C ou D) representam as substâncias que estão no estado gasoso nessas condições? Justifique sua resposta. b) Identifique qual curva de pressão de vapor em função da temperatura (A, B, C, ou D) corresponde àquela da substância CCl4. Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO: a) A substância que estará no estado de vapor a 70 oC e pressão de 760mmHg deverá ter ponto de ebulição inferior a 70oC sob esta pressão. A curva que representa uma substância com ponto de ebulição inferior a 70oC sob pressão de 760mmHg é a curva D. b) O ácido acético estabelece ligação de hidrogênio muito forte, correspondendo à curva A. A água também estabelece ponte de hidrogênio muito forte, mas apresenta menor massa molar que o ácido acético. A água corresponde à curva B. O CCl4 é apolar e o HCCl3 é muito pouco polar, porém a massa molar do CCl4 é maior que a massa molar do HCCl3 e, portanto, o HCCl3 é mais volátil que o CCl4. Logo, a curva C representa o CCl4 e a curva D corresponde ao HCCl3. Observação: Consultando a literatura química, verifica-se que o ponto de ebulição do CCl4 é 76oC e o do HCCl3 é 61oC.

–9

QUÍMICA A 3.a S

MÓDULO


3. (UFMS) – A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução e não dos tipos de partículas presentes. As interações que ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente dificultam a passagem do solvente para o estado de vapor ou para o estado sólido. A respeito das propriedades coligativas, é correto afirmar que (01) no nível do mar, é mais fácil cozinhar um ovo em panela aberta com água pura do que com água salgada, usando-se a mesma fonte de aquecimento. (02) na osmose reversa, o movimento do solvente de uma solução diluída para uma solução concentrada, separadas por uma membrana semipermeável, é intensificado. (04) abaixando-se igualmente a temperatura de duas soluções aquosas, uma de sacarose e a outra de sal de cozinha, ambas com a mesma quantidade de matéria, a água congelará primeiro na solução salgada. (08) a pressão de vapor de um líquido puro é maior do que a do mesmo líquido em solução, a uma dada temperatura. (16) o etilenoglicol adicionado no radiador dos carros aumenta a faixa de temperatura em que a água permanece líquida, sob uma determinada pressão. RESOLUÇÃO: (01) Incorreta. A solução aquosa salgada (água salgada) ferve a uma temperatura maior, o que facilita o cozimento do ovo. (02) Incorreta. A osmose reversa é processo não espontâneo. (04) Incorreta. Devido à dissociação, na solução de NaCl o número de partículas presentes é maior, o que provoca um maior abaixamento na temperatura de congelamento. (08) Correta. A dissolução de um soluto não volátil em um líquido provoca um abaixamento na pressão de vapor. (16) Correta. A dissolução do etilenoglicol provoca um abaixamento na temperatura de congelamento. Resposta: 08 + 16 = 24

Julgue as seguintes afirmações a respeito do gráfico. I. As curvas tracejadas referem-se ao comportamento observado para a solução aquosa. II. Para uma dada temperatura, a pressão de vapor do líquido puro é maior que a da solução aquosa. III. A temperatura de congelação da solução é menor que a do líquido puro. IV. A 0,010°C e 4,58 mmHg, o gelo, a água líquida e o vapor de água podem coexistir. V. A temperatura de congelação da solução aquosa é de 0°C. RESOLUÇÃO: A adição de um soluto não volátil à água provocará • diminuição da pressão máxima de vapor; • elevação da temperatura de ebulição; • diminuição da temperatura de congelamento. Assim, a curva tracejada corresponde à solução aquosa, enquanto a curva contínua, à água( solvente puro). No ponto triplo, coexistem em equilíbrio: S→L→V Estão corretos os itens I, II, III e IV.

5. (PUC-SP) – Osmose é a difusão do solvente através de uma membrana semipermeável do meio menos concentrado para o meio mais concentrado. A pressão osmótica (π) de uma determinada solução é a pressão externa a qual essa solução deve ser submetida para assegurar o equilíbrio osmótico com o solvente puro. A osmose é uma propriedade coligativa, ou seja, depende somente do número de partículas dispersas em solução e não da natureza do soluto. Prepararam-se as seguintes soluções aquosas: Solução 1 – HCl(aq) 0,01 mol/L; Solução 2 – H3CCOOH(aq) 0,01 mol/L; Solução 3 – C12H22O11(aq) 0,01 mol/L; Solução 4 – MgCl2 0,01 mol/L. Considerando-se a natureza dessas soluções, estabeleça a ordem crescente de pressão osmótica (π). RESOLUÇÃO: Solução 1: ácido forte HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) 0,01 mol/L 0,01 mol/L 0,01 mol/L

4. (UFRGS) – O gráfico abaixo representa os diagramas de fases da água pura e de uma solução aquosa de soluto não volátil.

total = 0,02 mol/L (π1) Solução 2: ácido fraco + – H3CCOOH(aq) → ← H (aq) + H3CCOO (aq)

QUÍMICA A 3.a S

0,01 mol/L

< 0,01 mol/L < 0,01 mol/L

total é menor que 0,02 mol/L (π2) Solução 3: não se dissocia total: 0,01 mol/L (π3) Solução 4: dissocia-se MgCl2(aq) → Mg2+(aq) + 2Cl 1–(aq) 0,01 mol/L

0,01 mol/L 0,02 mol/L

total: 0,03 mol/L π3 < π2 < π1 < π4

10 –

(π4)


Termoquímica

0 ΔH25 (kJ/mol)

composto

fórmula molecular

massa molar (g/mol)

metano

CH4

16

– 890

butano

C4H10

58

– 2.878

octano

C8H18

114

– 5.471

À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural. do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três combustíveis é a) gasolina, GLP e gás natural. b) gás natural, gasolina e GLP. c) gasolina, gás natural e GLP. d) gás natural, GLP e gasolina. e) GLP, gás natural e gasolina. RESOLUÇÃO CH4 + 2O2 ⎯→ CO2 + 2H2O ↓ gás natural 1 mol (são liberados 890 kJ) 13 C4H10 + ––– O2 ⎯→ 4CO2 + 5H2O 2 ↓ GLP

4 mol (são liberados 2878 kJ)

2. Explosivos É possível armazenar quantidades enormes de energia nas ligações químicas, e talvez o melhor exemplo esteja na química dos explosivos. Um explosivo é uma substância líquida ou sólida que satisfaz três critérios principais: • a decomposição deve ser rápida; • a decomposição deve ser muito exotérmica; • os produtos da decomposição devem ser gasosos; assim a reação é acompanhada de um tremendo aumento de pressão exercido por esses gases. A combinação desses três efeitos leva a uma produção violenta de calor e gases, geralmente associada com as explosões. a) Com base no conceito de energia de ligação e no texto acima, explique como devem ser as energias de ligação em um explosivo. b) O composto N2H4 tem sido utilizado como combustível em alguns motores de foguete; a equação pode ser dada, simplificadamente, por N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2H2O(g) Dadas as energias de ligação, determine a variação de energia nesse processo.

A ordem crescente desses três combustíveis do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado é: gasolina, GLP e gás natural. Resposta: A

Entalpia (kJ/mol)

N—N

163

N—H

389

O=O

498

N

N

946

H—O

464

RESOLUÇÃO: a) Idealmente, para se ter uma reação muito exotérmica, um explosivo deve ter ligações químicas muito fracas e sua decomposição deve produzir substâncias com ligações químicas muito fortes.

1 mol (são liberados 719,5 kJ)

25 C8H18 + ––– O2 ⎯→ 8 CO2 + 9 H2O 2 ↓ gasolina 8 mol (são liberados 5471 kJ) 1 mol (são liberados 683,87 kJ)

Ligação

Reagentes 14243

Produtos 14243

ligações quebradas ⎯⎯→ ligações formadas (libera energia) (absorve energia)

H

b)

H

H—N—N—H+O

O O ⎯→ N

N+2H

H

4N — H : 4 (+389kJ) ..... + 1556 kJ 1N — N : ........................ + 163 kJ 1O = O : ....................... + 498 kJ ––––––––– TOTAL + 2217 kJ

QUÍMICA A 3.a S

1. (ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 0 25°C (ΔH25 ) do metano, do butano e do octano.

—

6

—

MÓDULO

1N N : ....................... – 946 kJ 4H — O : 4 (– 464 kJ) ... – 1856 kJ ––––––––– TOTAL – 2802 kJ ΔH = 2217 kJ – 2802 kJ ΔH = – 585 kJ

– 11


3. (UNIFESP) – Devido aos atentados terroristas ocorridos em Nova Iorque, Madri e Londres, os Estados Unidos e países da Europa têm aumentado o controle quanto à venda e produção de compostos explosivos que possam ser usados na confecção de bombas. Dentre os compostos químicos explosivos, a nitroglicerina é um dos mais conhecidos. É um líquido à temperatura ambiente, altamente sensível a qualquer vibração, decompondo-se de acordo com a equação:

2C3H5(NO3)3(l) → 3N2(g) + 1/2O2(g) + 6CO2(g) + 5 H2O(g) Considerando-se uma amostra de 4,54g de nitroglicerina, massa molar 227g/mol, contida em um frasco fechado com volume total de 100,0mL: a) calcule a entalpia envolvida na explosão. Dados: Substância ΔH0 formação (kJ/mol) C3H5(NO3)3(l)

– 364

CO2(g)

– 394

H2O(g)

– 242

b) calcule a pressão máxima no interior do frasco antes de seu rompimento, considerando-se que a temperatura atinge 127°C. Dado: R = 0,082 atm.L.K–1 . mol–1. RESOLUÇÃO:

0kJ

0kJ

6(–394kJ)

ΔH = ∑ ΔHf produtos – ∑ ΔHf reagentes ΔH = – 2364kJ – 1210kJ + 728kJ ΔH = – 2846kJ liberam 2 . 227g ––––––––– 2846kJ 4,54g

––––––––– x

x = 28,46kJ b) 2 . 227g –––––––––– 14,5 mol 4,54g

––––––––––

x

x = 0,145 mol PV = nRT atm . L P 0,1L = 0,145 mol . 0,082 ––––––– . 400K mol . K P = 47,6 atm

QUÍMICA A 3.a S

12 –

é correto afirmar que o valor mais próximo de x é: a) – 17kJ b) + 14kJ c) – 100kJ d) – 36kJ e) + 50kJ RESOLUÇÃO: A primeira equação fornecida é multiplicada por 1/2, a segunda equação 1 fornecida é multiplicada por –– e a terceira equação fornecida é multipli3 1 plicada por –– . Agora devemos somar as três equações alteradas para 6 obter a equação que pede o ΔH. 1 3 3 ––– Fe2O3(s) + ––– CO(g) → Fe(s) + ––– CO2(g) 2 2 2 ΔH = – 12,5kJ

a) 2C3H5(NO3)3(l) → 3N2(g) + 1/2O2(g) + 6CO2(g) + 5H2O(g)

2(– 364 kJ)

4. Um passo no processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO). FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ΔH = x Utilizando as equações termoquímicas fornecidas abaixo: Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) ΔH = – 25kJ 3FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ΔH = – 36kJ 2Fe3O4(s) + CO2(g) → 3Fe2O3(s) + CO(g) ΔH = + 47kJ

5(–242kJ)

1 1 1 FeO(s) + ––– CO2(g) → ––– Fe3O4 (s) + ––– CO(g) 3 3 3 ΔH = – 12kJ 1 1 1 1 ––– Fe3O4 (s) + ––– CO2(g) → ––– Fe2O3(s) + ––– CO(g) 3 6 2 6 ΔH = + 7,8kJ ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ΔH = – 16,7kJ Resposta: A


MÓDULO

7

Funções Orgânicas

1. A radiação ultravioleta (UV) dos raios solares pode causar danos à pele, caso a pessoa não faça uso de protetor solar. Ela é formada por radiações com comprimentos de onda na faixa de 100 a 400nm. Os protetores solares contêm substâncias capazes de absorver essas radiações, impedindo sua ação nociva sobre a pele. A seguir, são dados alguns compostos que absorvem radiação UV e os respectivos valores em que ocorre absorção máxima. Composto

Comprimento de onda máximo absorvido/nm

benzeno buta-1,3-dieno but-3-en-2-ona

184 – 254 217 213 – 320

São exemplos de substâncias presentes em protetores solares: O CH3 — O

CH

CH

C

p-metoxicinamato de octila

O —[ CH2— ] 7 CH3

O C

2. Desde o princípio até os dias atuais, a ciência tem derrubado muitos tabus e crenças, o que tornou o homem mais livre. Por exemplo: até 1800 d.C., em algumas culturas, o homem acreditava que doenças fossem manifestações da alma ou castigos de deuses; em outras culturas, tais crendices perduraram por muito mais tempo, ou ainda perduram. Hoje, sabemos que não. O grande médico Stahl, em 1703, acreditava (e ensinava) que a febre era uma manifestação da alma. Atualmente, o paracetamol é um excelente antitérmico que combate a febre. É pouco provável que o paracetamol atue na alma. Sua estrutura molecular é:

CH3

benzofenona

Analisando as informações e considerando os compostos fornecidos, para que uma substância seja utilizada em protetor solar, ela deve apresentar a) grupo cetona com grupos alquila saturados. b) cadeia cíclica sem duplas-ligações. c) cadeia carbônica com insaturações conjugadas. d) cadeia alifática com grupo hidroxila. RESOLUÇÃO: Todos os compostos citados possuem duplas-ligações (insaturações) conjugadas.

O

NH

OH Quais as funções apresentadas pelo paracetamol?

QUÍMICA A 3.a S

RESOLUÇÃO: O paracetamol possui as funções amida e fenol.

Resposta: C

– 13


3. Estudos pré-clínicos têm demonstrado que uma droga conhecida por aprepitante apresenta ação inibitória dos vômitos induzidos por agentes quimioterápicos citotóxicos, tais como a cisplatina. Essa droga apresenta a seguinte fórmula estrutural:

4. Identifique todos os grupos funcionais presentes nos seguintes compostos: a) vanilina, o composto responsável pelo sabor de baunilha;

b) carvona, o composto responsável pelo sabor de hortelã.

Duas das funções orgânicas encontradas na estrutura dessa droga são a) cetona e amina. b) cetona e éter. c) amina e éter. d) amina e éster. e) amida e éster. RESOLUÇÃO: A estrutura, a seguir, apresenta as funções:

RESOLUÇÃO: a) Os grupos funcionais presentes na vanilina, cuja fórmula estrutural está representada abaixo, são:

Resposta: C

b) O grupo funcional presente na carvona é:

QUÍMICA A 3.a S

14 –


MÓDULO

8

Isomeria

1. Associe de cima para baixo: OH

—

— —

O

1. H3C — C

( ) isômeros funcionais

—

H2C = C — H

H

2. H3C — CH — CH3 e | OH

H3C — CH2 — CH2 — OH

( ) metâmeros (isômeros de compensação)

CH2 3. H2C = CH—CH3 e H2C — CH2

( ) tautômeros

4. H3C — O— CH2 — CH2 — CH3 e H3C — CH2 —O —CH2 —CH3

( ) isômeros de posição

OH

5.

CH3

e

( ) isômeros de cadeia

CH2 — OH

RESOLUÇÃO: 5, 4, 1, 2, 3

2.

O =

—

—

H3C — CH — CH = CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — C — N — CH2 CH3

H

O — CH3

—

OH

A capsaicina, que é a substância responsável pela sensação picante das pimentas, está acima representada. Nessa estrutura, podemos identificar quais funções orgânicas? Esse composto possui isomeria geométrica?

RESOLUÇÃO: O composto apresenta isomeria geométrica, ou cis-trans, pois possui dupla-ligação entre carbonos e ligantes diferentes em cada C da dupla. amida

=

éter

—

—

H3C — CH — CH = CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — C — N — CH2 CH3

H

QUÍMICA A 3.a S

O

O — CH3 OH fenol

– 15


3. Há quatro aminas de fórmula molecular C3H9N. a) Escreva as fórmulas estruturais das quatro aminas. b) Qual dessas aminas tem ponto de ebulição menor que as outras três? Justifique a resposta em termos de estrutura e forças intermoleculares.

4. Todos os aminoácidos do nosso organismo, exceto a glicina, possuem carbono assimétrico em suas estruturas. Alguns exemplos são: H O Alanina: H3C — C — C OH

NH2

RESOLUÇÃO:

O a) H3C — CH2 — CH2 — NH2

H

Ácido aspártico: HO — C — CH2 — C — C

H3C — N — CH2 — CH3

NH2

|

H

O

CH3

OH H

H3C — N — CH3

NH2

|

CH3 b) H3C — N — CH3

|

H

H

O

Leucina: H3C — C — CH2 — C — C

CH3

CH3

OH

NH2

É a única que não estabelece ponte de hidrogênio, portanto tem menor ponto de ebulição.

O

=

H CH2 — C — C

—

—

Fenilalanina:

NH2

H

H

OH

O

Valina: H3C — C — C — C CH3 NH2

OH

A fórmula estrutural da glicina é: H O a) H3C — CH2 — C — C NH2 H

OH

O

b) H — C — C NH2

OH O

=

H CH2 — C — C —

NH2

H

—

c) HO

OH

O

d) H — C — C QUÍMICA A 3.a S

OH H

OH O

e) H — C — C H

NH2

RESOLUÇÃO: É um aminoácido e não possui carbono assimétrico. Resposta: B

16 –

O

Ácido glutâmico: HO — C — CH2 — CH2 — C — C

|

H3C — C — NH2 H

O

OH


5. Um dos hidrocarbonetos de fórmula molecular C4H10 pode originar apenas três isômeros diclorados de fórmula C4H8Cl2. Represente a fórmula estrutural desse hidrocarboneto e as fórmulas estruturais dos derivados diclorados. Qual é a isomeria existente entre eles? Algum dos isômeros apresenta molécula quiral?

6. Pilocarpina é um alcaloide extraído das folhas de jaborandi, uma planta brasileira que se desenvolve no Maranhão. A pilocarpina pode ser produzida na forma de sais como sulfatos e nitratos. Entre as aplicações descritas para este alcaloide, está o emprego na formulação de gotas oculares para o tratamento de glaucoma. O número de átomos de carbono assimétrico que podem ser assinalados na fórmula espacial da pilocarpina é:

RESOLUÇÃO: Cl

Cl

|

|

N

H2C — C — CH3

O

|

O

N

CH3 H

|

H3C — C — CH3 ⎯→

|

CH3

ⵦ C4H10

Cl

H

|

|

a) 1

HC — C — CH3

|

|

3 isômeros diclorados

b) 2

c) 0

d) 3

e) 4

RESOLUÇÃO:

Cl CH3 Cl

H

Cl

|

|

|

H2C — C — CH2

|

CH3 O número de átomos de carbono assimétrico (C*) na fórmula espacial da pilocarpina é 2. Resposta: B

QUÍMICA A 3.a S

Isomeria de posição Nenhum dos isômeros apresenta carbono assimétrico ou quiral.

– 17


Reações Orgânicas I

H

+ H2SO4

— —

OH lactato de sódio

c)

OH ácido lático

+ HO — CH2

O =

HO — CH —

—

ácido acético

2 H2O + H3C — C

O — CH2

CH3

O

propilenoglicol

—

H3C — C

=

—

OH

Cl | H3C — C — CH3 | Cl

sulfato de sódio

— CH

O

—

=

—

Cl Cl | | H2C — CH2 — CH2

+ Na2SO4 OH

O 2 H3C — C

Cl Cl | | H2C — CH — CH3

ácido sulfúrico

—

RESOLUÇÃO: As fórmulas estruturais dos isômeros planos são:

O–Na+

O

2H3C — C — C

—

—

b) 2H3C — C — C

Considere que, em condições apropriadas, cloro e propano reagem formando, principalmente, produtos dissubstituídos. O número máximo de isômeros planos de fórmula C3H6Cl2 obtido é: a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1

Cl | H — C — CH2 — CH3 | Cl

H

O

—

luz CH4 + Cl2 ⎯⎯⎯⎯→ CH3 — Cl + HCl calor

RESOLUÇÃO: a) O grupo hidroxila estabelece pontes de hidrogênio com as moléculas de água, mantendo o alimento hidratado.

—

1. Sob aquecimento e ação da luz, alcanos sofrem reação de substituição na presença de cloro gasoso, formando um cloroalcano:

— —

9

— —

MÓDULO

CH3 Reação de esterificação.

Resposta: B

3. A oxidação por ozonólise de um determinado composto X resulta em dois produtos, cujas fórmulas estruturais estão representadas abaixo. H3C — C = O

|

CH3 2. As substâncias representadas abaixo são classificadas como umectantes, sendo utilizadas para evitar a perda de umidade do alimento.

O = C — CH3

|

H

O nome correto para o composto X é a) 2-metilbutano b) 2-metil-2-buteno c) 3-metil-1-buteno d) 2-metil-2-butino

— CH3 QUÍMICA A 3.a S

lactato de sódio

H — C — OH H — C — OH

—

HO — CH2 HO — CH —

— HO — C — H —

HO — C — H

H — C — OH

—

—

C

CH3 propilenoglicol

CH2OH sorbitol a) Explique, com base nas suas estruturas, por que esses compostos têm a propriedade de manter o alimento hidratado. b) Represente, por equação balanceada, uma mistura reacional de lactato de sódio e ácido sulfúrico que, em condições determinadas, produz ácido lático e um sal de sódio. c) Faça a reação de 2 mols de ácido acético com 1 mol de propilenoglicol. Qual é o nome desta reação?

18 –

RESOLUÇÃO: H3C — C = C — CH3 + O3 + H2O ⎯→ H3C — C = O +

|

|

|

CH3 H 2-metil-2-buteno

CH3 + O = C — CH3 + H2O2

|

—

—

— —

O

—

CH2 — OH

O–Na+

H

Resposta: B


4. Cetonas aromáticas podem ser obtidas por uma reação de substituição do benzeno, conhecida como acilação de Friedel-Crafts. Um exemplo dessa reação é: — —

O =

O + R—C

—

Benzeno

HCl +

C—R

Cl

Haleto de Acila

RESOLUÇÃO: a) A substância é formada apenas por CHO. CxHyOz 1/2CxHyOz + O2 → 1H2O + outros produtos Para esta reação estar balanceada em relação ao H, o composto original terá 4 átomos de H (y = 4). mC –––– = 9 mH

mC –––– = 9 4

mC = 36

Como cada átomo de C tem massa atômica igual a 12u, temos 3 átomos de C (x = 3) e:

Equacione a reação entre benzeno e cloreto de isobutanoíla. Dê o nome do produto orgânico formado.

mO –––– = 4 mH

mO –––– = 4 4

mO = 16

RESOLUÇÃO:

=

—

H H + H3C — C — C

→

Cl

logo a fórmula é: C3H4O M = (3 . 12 + 4 . 1 + 1 . 16)g/mol = 56g/mol b) A reação da gordura com NaOH é a reação de saponificação:

— —

O

CH3

Como cada átomo de O tem massa atômica igual a 16u, temos 1 átomo de O (z = 1),

O

→ HCl +

H C — C — CH3 CH3

fenilisopropilcetona

6. O acetato de etila é um solvente importante, especialmente na indústria de tintas. Ele pode ser obtido pela seguinte sequência de reações: x y H2C = CH2 H3C — CH2 — OH O

H3C — C

+ H 2O

—

—

H 3C — C

OCH2CH3

OH

Os reagentes x, y e z necessários respectivamente, a) H+, H2O KMnO4 b) O2 KMnO4 c) H+, H2O OH– d) H+, H2O KMnO4 e) OH– OH–

para estas transformações são, CH3CH2OH, H+ CH3CH2OH, H+ CH3CH2OH, H+ CH3CH3 CH3CH3

RESOLUÇÃO:

O OH

H2O

H3C — CH2 — OH

H3C — C — OH H2 H3C — C H+

—

H3C — C

H+

=

=

H2C = CH2

—

(R, R’ e R’’: cadeias de hidrocarbonetos com mais de 10 átomos de carbono.) Esta substância é composta apenas de carbono, hidrogênio e oxigênio. Quando 0,5 mol desta substância sofre combustão completa, forma-se um mol de moléculas de água. Nesse composto, as razões de massas entre C e H e entre O e H são, respectivamente, 9 e 4. a) Calcule a massa molar desta substância. b) A gordura animal pode ser transformada em sabão por meio da reação com hidróxido de sódio. Apresente a equação dessa reação e o respectivo nome. Dadas massas molares (g/mol): C = 12, H = 1 e O = 16.

z

=

=

O y

QUÍMICA A 3.a S

5. Na preparação de churrasco, o aroma agradável que desperta o apetite dos apreciadores de carne deve-se a uma substância muito volátil que se forma no processo de aquecimento da gordura animal.

KMnO4 [O]

O + H2O OCH2CH3

Resposta: A

– 19


VI) Combustão completa

Algumas reações orgânicas importantes

H3C — CH2 — OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

1. Substituição H3C —CH2— CH3 + Cl2 → HCl + H3C—CH — CH3 | Cl NO2 NO2

6. Saponificação O

HCl +

— —

+ Cl2

5. Esterificação H3C — COOH + HOCH2CH3 → ← H3C — COO — CH2 — CH3 + H2O

Cl

— —

H2C — O — C — C15H31 O

2. Adição (Regra de Markovnikov)

HC — O — C — C15H31 + 3NaOH → O — —

H3C —CH = CH2 + HCl → H3C — CH — CH3 | Cl 3. Eliminação

H2C — O — C — C15H31 H2C — OH → 3C15H31 — COONa + HC — OH

I) Desidratação intramolecular de álcool cat. H2C — CH2 ⎯⎯→ H2O + H2C = CH2 Δ | | H OH

(sabão)

H2C — OH

7. Transesterificação

II) Desidratação intermolecular de álcool cat. 2H3C — CH2 — OH ⎯→ H2O + H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 Δ 4. Oxidorredução I) Álcool primário [O] H3C— CH2 — OH ⎯⎯⎯⎯⎯→ H2O + H3C — C KMnO4/H+

O

[O] ⎯→

H

O → H3C — C OH

II) Álcool secundário [O] H3C — CH — CH3 ⎯⎯→ H2O + H3C — C — CH3 | || OH O III) Álcool terciário – Resiste ao KMnO4 IV) Alceno + KMnO4/H+ QUÍMICA A 3.a S

3[O] H3C — C = CH — CH3 ⎯→ H3C — C = O + O = C — CH3 | | | CH3 OH CH3 V) Ozonólise de alceno H3C — C = CH — CH3 + O3 + H2O → | CH3 → H2O2 + H3C — C = O + O = C — CH3 | | CH3 H

20 –

8. Craqueamento C12H26 ⎯→ C8H18 + C4H8 Δ 9. Polimerização I) Adição cat. nCH2 = CH2 ⎯⎯→ — ( H2C — CH2— )n P, T II) Condensação


MÓDULO

10

Reações Orgânicas II

1. Observe a fórmula estrutural do anidrido maleico: O H—C—C O H—C—C O anidrido maleico Certo hidrocarboneto insaturado reage, numa reação de adição, em determinadas condições, com anidrido maleico, produzindo o composto de fórmula: H

H2 C H—C

C

H—C

C

2. Os agentes organofosforados tiveram grande desenvolvimento durante a Segunda Guerra Mundial nas pesquisas que visavam à produção de armas químicas. Mais tarde, constatou-se que alguns desses compostos, em baixas concentrações, poderiam ser usados como pesticidas. Entre essas substâncias, destacou-se o glifosato (molécula abaixo representada), um herbicida que funciona inibindo a via de síntese do ácido chiquímico (ácido 3,4,5-tri-hidroxibenzoico), um intermediário vital no processo de crescimento e sobrevivência de plantas que competem com a cultura de interesse. Essa via de síntese está presente em plantas superiores, algas e protozoários, mas é ausente em mamíferos, peixes, pássaros, répteis e insetos.

O C= O C=

C H2

H

O

O hidrocarboneto em questão pode ser o a) eteno b) propeno c) 1,5-hexadieno d) 1,4-pentadieno e) 1,3-butadieno RESOLUÇÃO:

O = C— + O — H—C C= O anidrido maleico H—C

H2C = C — C = CH2 H H 1,3-butadieno

H2 C

C

H—C

C

H—C

C

→

O =

→ RESOLUÇÃO: a) O glifosato apresenta um grupamento derivado de ácido carboxílico (caráter ácido), um grupamento derivado do ácido fosfórico (caráter ácido) e um grupamento derivado de amina secundária (caráter básico). Por apresentar um maior número de grupamentos ácidos, sua ionização dará origem a uma solução ácida. Podemos afirmar que o pH da solução final será menor que o da água antes da dissolução. A equação de ionização total pode ser escrita assim:

O C= H

O b) Ácido chiquímico (ácido 3,4,5-tri-hidroxibenzoico):

QUÍMICA A 3.a S

C H2 Resposta: E

H

a) Ao se dissolver glifosato em água, a solução final terá um pH maior, menor ou igual ao da água antes da dissolução? Escreva uma equação química que justifique a sua resposta. b) O texto fala do ácido chiquímico. Escreva a sua fórmula estrutural, de acordo com seu nome oficial dado no texto. c) Imagine uma propaganda nos seguintes termos: “USE O GLlFOSATO NO COMBATE À MALÁRIA. MATE O Plasmodium falciparum, O PARASITA DO INSETO RESPONSÁVEL POR ESSA DOENÇA.” De acordo com as informações do texto, essa propaganda poderia ser verdadeira? Comece respondendo SIM ou NÃO e justifique.

c) Sim. O glifosato inibe a via de síntese do ácido chiquímico que se encontra presente em plantas, algas e protozoários. Como o Plasmodium falciparum é um protozoário, podemos usar o glifosato no combate à malária.

– 21


3. Com relação à estrutura abaixo, que representa o ácido linolênico, presente em alguns óleos vegetais e pertencente ao grupo dos óleos ômega3, assinale o que for correto.

O

OH CH3 01)A molécula apresenta uma região polar e outra apolar. 02)Apresenta tanto a configuração cis como a trans. 03)O composto permite a adição de I2, na proporção de 3 moléculas de iodo para 1 de ácido. 04)Tratando o composto por ozônio, seguido de hidrólise, em presença de zinco, o produto obtido em maior concentração é o propanodial. RESOLUÇÃO: 01) Verdadeiro.

O =

A parte de carbonos é apolar e o grupo carboxila

—C

—

OH

é polar.

02) Falso. As ligações duplas estão representando configuração cis.

03) Verdadeiro. 3 duplas-ligações acrescentam 3 moléculas de I2 para 1 de ácido. 04) Verdadeiro.

=

O Zn H3C — C — C = C — C — C = C — C — C = C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — C + 3O3 + 3H2O ⎯⎯→ H2 H H H2 H H H2 H H OH —

=

O → H3C— C—C = O + O =C— C— C = O + O =C— C — C = O + O= C—CH2 —CH2 —CH2 —CH2 —CH2 —CH2 —CH2 — C + 3H2O2 H2 | | H2 | | H2 | | OH H H H H H H —

propanal

QUÍMICA A 3.a S

22 –

propanodial

propanodial


=

—

=

→

H

—

—

—

OC2H5

CH2 — C

—

+

CH3C

— —

O

O

5. A reação de Cannizzaro ocorre com aldeídos que não contêm hidrogênio em posição α e que são colocados em presença de soluções concentradas de álcalis. Há formação de misturas de um álcool e do sal de um ácido carboxílico, segundo a equação: O O NaOH a 50% 2HC CH3OH + HC — —

4. A reação orgânica conhecida como condensação de Claisen é uma reação entre ésteres, na qual ocorre substituição de átomo de H da posição α, com formação de β-cetoésteres. Um exemplo dessa reação é:

H

OC2H5

formaldeído

metanol

acetato de etila =

O —

— —

→ CH3 — C — CH2 — C O

+ C2H5OH OC2H5

acetoacetato de etila

a) b) c)

etanol

Equacione a reação entre benzoato de etila e acetato de etila, indicando o β-cetoéster obtido. Dê a fórmula estrutural de um isômero de função do produto dessa reação e que possua carbono quiral. Dê a fórmula estrutural do éster que reage em uma condensação de Claisen, originando o β-cetoéster de fórmula:

formiato de sódio

a) Essa reação é de oxidorredução? Justifique. b) Partindo-se do composto p-nitrobenzaldeído, quais os possíveis produtos formados, usando-se a reação de Cannizzaro? c) Na reação entre anisaldeído (p-metoxibenzaldeído), de fórmula CHO

, e formaldeído, haverá forte tendência de o formaldeído OCH3

oxidar-se. Equacione essa reação segundo Cannizzaro. RESOLUÇÃO: a) Sim.

Formaldeído se reduz a metanol: HCOH

H CH3 O | | H3C — C — C — C — C | || | CH3 O CH3 OCH3

O–Na+

0

CH3OH –2

redução Formaldeído se oxida a sal de ácido: HCOH

HCOONa

RESOLUÇÃO:

O C

a)

0

=

=

O H2C — C

+

oxidação

—

—

—

OC2H5

+2

OC2H5

H =

O + C2H5 — OH

2

—

— —

C — CH2 — C

OC2H5

O

benzoilacetato de etila H b)

—

O

C2H5

—

— —

C — C* — C

OH

H —

=

—

O — CH3

CH3

CH3

—

—

H

— —

—

—

CH3

+ H3C — OH

—

H3C — C — C — C — C CH3 O

O — CH3

O =

CH3

—

+ H3C — C — C

—

—

H3C — C — C

O

QUÍMICA A 3.a S

—

O

=

H

c)

=

—

O

OCH3

– 23


6. O presidente destacou ainda a possibilidade de o Brasil exportar etanol para a Coreia do Sul, para ser usado como aditivo na gasolina. No Brasil, toda a gasolina vendida nos postos tem cerca de 25% de etanol. A mistura reduz a emissão de gases nocivos à atmosfera na queima da gasolina e pode contribuir para que os países asiáticos cumpram as metas estabelecidas pelo protocolo de Kyoto para a redução da poluição do ar. “Juntamente com o biodiesel, o etanol permitirá à Coreia do Sul diversificar sua matriz energética e, ao mesmo tempo, reduzir as emissões de gases”, afirmou o presidente. (Folha Online)

=

A produção do biodiesel envolve uma reação química chamada transesterificação, como a representada abaixo: O

+ C2H5OH →

=

HC — O — C — R O

→

=

H 2C — O — C — R O

H 2C — O — C — R éster

etanol

CH2 — OH → CH — OH

+ Biodiesel

→

CH2 — OH glicerol

em que R é uma cadeia carbônica de 7 a 23 átomos de carbono. Dê a fórmula estutural do biodiesel produzido na reação. RESOLUÇÃO: O R—C O — C2H5

QUÍMICA A 3.a S

24 –


Petróleo e Bioquímica H

O — C—

I) H — C — OH H2C — OH O C15H31 — C — O — CH2 O II) C15H31 — C — O — CH O C15H31 — C — O — CH2

— —

1. O consumo de azeite de oliva proporciona muitos benefícios ao organismo humano. O maior deles é a absorção das chamadas vitaminas lipossolúveis (A e D), responsáveis pela prevenção contra doenças cardiovasculares. Regar a salada com um bom azeite também evita o raquitismo e mantém a pele sadia. Além disso, a riqueza da vitamina E confere ao tempero um grande poder oxidante, o que impede a formação de radicais livres em nosso corpo e atrasa o processo de envelhecimento. O azeite é ainda um estimulante natural das vias biliares, pois permite uma secreção suave da bílis para o duodeno durante as refeições, melhorando a digestão e o funcionamento do intestino.

— —

11

—

MÓDULO

O III) C17H35 — C — ONa

— —

O C17H29 — C — O — CH2 O IV) C17H29 — C — O — CH O C17H29 — C — O — CH2

Podem-se comprovar os benefícios do consumo do azeite. O azeite possui uma quantidade significativa de ácidos graxos insaturados, o que permite um teste simples. Já a margarina não possui insaturações, pois passa por um processo de hidrogenação catalítica (os átomos de hidrogênio ligam-se aos de carbono, rompendo as duplas ligações e tornando-as simples). Reserve dois tubos de ensaio e coloque, em um, 2 mililitros de azeite e, no outro, margarina. Adicione algumas gotas de tintura de iodo. Você notará que a coloração castanha, característica da solução de iodo, vai sumindo mais rapidamente onde há maior quantidade de insaturações, pois os átomos de iodo ligam-se aos de carbono. Perceberá com facilidade que o azeite tem mais cadeias insaturadas que a margarina. Na prática, ele é mais saudável para o nosso corpo. Os açúcares ou carboidratos são compostos orgânicos de função mista poliálcool-aldeído ou poliálcool-cetona. Os sabões são sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa. As estruturas orgânicas seguintes representam os compostos orgânicos mencionados no texto:

RESOLUÇÃO: I) Poliálcool – aldeído ⇒ açúcar II) Triéster de ácido graxo saturado ⇒ gordura III) Sal de ácido carboxílico de cadeia longa ⇒ sabão IV) Triéster de ácido graxo insaturado ⇒ óleo Resposta: C

QUÍMICA A 3.a S

A hidrólise de azeite (óleo de oliva) fornece os seguintes ácidos: 53 a 86% de ácido oleico; 4 a 22% de ácido linoleico; 1 a 3% de ácido hexadecenoico; 7 a 20% de ácido palmítico; 1 a 3% de ácido esteárico; 0 a 2% de ácido mirístico. Observe a predominância dos ácidos insaturados.

Conclui-se que: a) I – açúcar, II – sabão, III – gordura, IV – óleo. b) I – sabão, II – gordura, III – óleo, IV – açúcar. c) I – açúcar, II – gordura, III – sabão , IV – óleo. d) I – óleo, II – sabão, III – açúcar, IV – gordura. e) I – açúcar, II – óleo, III – sabão, IV – gordura.

– 25


2. As mudanças de hábitos alimentares e o sedentarismo têm levado a um aumento da massa corporal média da população, o que pode ser observado em faixas etárias que se iniciam na infância. O consumo de produtos light e diet tem crescido muito nas últimas décadas e o adoçante artificial mais amplamente utilizado é o aspartame. O aspartame é o éster metílico de um dipeptídeo, formado a partir da fenilalanina e do ácido aspártico.

Éster metílico

Dipeptídeo

Aspartame

a) Com base na estrutura do aspartame, forneça a estrutura do dipeptídeo fenilalanina-fenilalanina. b) Para se preparar uma solução de um alfa aminoácido, como a glicina (NH2—CH2—COOH), dispõe-se dos solventes H2O e benzeno. Justifique qual desses solventes é o mais adequado para preparar a solução. RESOLUÇÃO: a)

b) O solvente mais adequado é a água (polar), pois a glicina é também polar.

3. Veículos com motores flexíveis são aqueles que funcionam com álcool, gasolina ou com a mistura de ambos. Esse novo tipo de motor proporciona ao condutor do veículo a escolha do combustível ou da proporção de ambos, quando misturados, a ser utilizada em seu veículo. Essa opção também contribui para economizar dinheiro na hora de abastecer o carro, dependendo da relação dos preços do álcool e da gasolina. No Brasil, o etanol é produzido a partir da fermentação da cana-de-açúcar, ao passo que a gasolina é obtida do petróleo. a) Escreva as equações, devidamente balanceadas, da reação de combustão completa do etanol, C2H6O, e da reação de obtenção do etanol a partir da fermentação da glicose. b) Qual é o nome dado ao processo de separação dos diversos produtos do petróleo? Escreva a fórmula estrutural do 2,2,4-trimetilpentano, um constituinte da gasolina que aumenta o desempenho do motor de um automóvel. RESOLUÇÃO: a) C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O C6H12O6 ⎯→ 2C2H6O + 2CO2 b) Destilação fracionada CH3 | H H3C — C — C — C — CH3 | H2 | CH3 CH3 2,2,4-trimetilpentano

4. Algumas frações do petróleo podem ser transformadas em outros compostos químicos úteis nas indústrias. Relacione os métodos citados às reações fornecidas: I. A isomerização catalítica transforma alcanos de cadeia reta em alcanos de cadeia ramificada. II. O craque ou craqueamento converte alcanos de cadeia longa em alcanos de cadeia menor e alcenos. Aumenta o rendimento em gasolina e os alcenos produzidos podem ser utilizados para a fabricação de plásticos. III.A reforma catalítica converte os alcanos e cicloalcanos em hidrocarbonetos aromáticos. A) H3C — C — C — C — CH3 → H3C — CH — CH2 — CH3 H2 H2 H2 | CH3

B) QUÍMICA A 3.a S

C) C10H22 → C8H18 + C2H4 a) I-A, II-B, III-C c) I-C, II-A, III-B e) I-B, II-A, III-C RESOLUÇÃO: Resposta: B

26 –

b) I-A, II-C, III-B d) I-C, II-B, III-A


5. (FUVEST-SP) – Na dupla-hélice do DNA, as duas cadeias de nucleotídeos são mantidas unidas por ligações de hidrogênio entre as bases nitrogenadas de cada cadeia. Duas dessas bases são a citosina (C) e a guanina (G).

RESOLUÇÃO: a) No par citosina-guanina, existem três ligações de hidrogênio (representadas por linha pontilhada) H N—H

H O

H

N

N N

Citosina (C) N

N

O

N

cadeia

N

Letra do meio C A Ala Asp Ala Asp Ala Glu Ala Glu

U Val Val Val Val

cadeia N

H—N

O

H

H guanina

citosina

a) Mostre a fórmula estrutural do par C-G, indicando claramente as ligações de hidrogênio que nele existem. No nosso organismo, a síntese das proteínas é comandada pelo RNA mensageiro, em cuja estrutura estão presentes as bases uracila (U), citosina (C), adenina (A) e guanina (G). A ordem em que aminoácidos se ligam para formar uma proteína é definida por tríades de bases, presentes no RNA mensageiro, cada uma correspondendo a um determinado aminoácido. Algumas dessas tríades, com os aminoácidos correspondentes, estão representadas na tabela a seguir. Assim, por exemplo, a tríade GUU corresponde ao aminoácido valina. Letra da esquerda Letra do meio Letra da direita G U U Letra da esquerda G G G G

N

H

cadeia

cadeia

N

H

N

H—N

N

N

Guanina (G)

O

b) Conforme a tabela dada, obtêm-se os seguintes aminoácidos para as tríades do RNA mensageiro: letra da esquerda

letra do meio

letra da direita

aminoácido

G

C

A

alanina

G

G

A

glicina

G

G

U

glicina

A reação de formação do tripeptídeo está a seguir:

Letra da direita U C A G

G Gly Gly Gly Gly

b) Com base na tabela dada e na estrutura dos aminoácidos aqui apresentados, mostre a fórmula estrutural do tripeptídeo, cuja sequência de aminoácidos foi definida pela ordem das tríades no RNA mensageiro, que era GCA, GGA, GGU. O primeiro aminoácido desse tripeptídeo mantém livre seu grupo amino. O

O H

N H

O H

H

Alanina (Ala)

N H

H

Ácido aspártico (Asp)

O H

H

O

O

O

O O

H

O N

N H

H

H

Ácido glutâmico (Glu)

H

QUÍMICA A 3.a S

O

O

H

Glicina (Gly)

O O

H

N H

H

Valina (Val)

– 27


MÓDULO

12

Polímeros

1. O método de Moissan é utilizado para obtenção de acetileno, matéria-prima na indústria de polímeros. Em uma primeira etapa, ocorre calcinação de carbonato de cálcio, a 800°C. A cal virgem obtida na primeira etapa reage com carbono a 3000°C, produzindo carbureto e monóxido de carbono. Na 3.a etapa, chamada de “reação de Moissan”, o carbureto reage com água produzindo acetileno e cal hidratada. a) Equacione as reações citadas no texto. b) A partir do acetileno, pode-se obter PVC [poli(cloreto de vinila)]. Equacione as reações de acetileno com HCl e de polimerização do cloreto de vinila.

2. Em uma indústria, um operário misturou, inadvertidamente, polietileno (PE), poli(cloreto de vinila) (PVC) e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recuperar cada um destes polímeros, utilizou o seguinte método de separação: jogou a mistura em um tanque contendo água (densidade = 1,00 g/cm3) separando, então, a fração que flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo (fração B). A seguir, recolheu a fração B, secou-a e jogou-a em outro tanque contendo solução salina (densidade = 1,10 g/cm3), separando o material que flutuou (fração C) daquele que afundou (fração D).

Fórmula do polímero RESOLUÇÃO: 800°C a) CaCO3 ⎯⎯⎯→ CaO + CO2 3000°C CaO + 3C ⎯⎯⎯→ CaC2 + CO (carbureto) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2 (reação de Moissan) b) HC

nC H2

CH + HCl → HC CH | | H Cl cloreto de vinila H C ⎯→ | Cl

H C—C H2 | Cl

n

[

]

— CH2 — CH2 —

[

Densidade (g/cm3) (na temperatura de trabalho) ... 0,91 a 0,98

n

]

... 1,04 a 1,06

]

... 1,35 a 1,42

— CH — CH2—

|

n

C6H5

[

— CH — CH2—

|

n

Cl a) Identifique as frações A, C e D. b) Escreva as equações das polimerizações do PE, PVC e PS.

PVC RESOLUÇÃO: a) Ao se adicionar a mistura dos polímeros à água, temos:

A fração A contém o polímero de densidade menor que a água (polietileno), d = 0,91 g/cm3 a d = 0,98 g/cm3. A fração B contém os outros dois polímeros, de densidade maior que a da água. Ao se adicionar a fração B em solução salina de densidade igual a 1,10 g/cm3, teremos: QUÍMICA A 3.a S

28 –


H H C=C H

[

—

—

冥

C—O—C—C—O— H

H

n PET A biodegradabilidade está relacionada ao tipo de cadeia. Pelo texto, podemos concluir que o plástico biodegradável possui cadeia alifática e o PET, que possui cadeia aromática, não é biodegradável.

]

—

—

H H —C—C— H n

n

H

—

H2 H2 p, Δ b) n C = C ⎯⎯⎯→ —[ CH2 — CH2— ]n cat etileno polietileno (PE)

H

—

冤

—C

O

— —

RESOLUÇÃO: a) O

— —

A fração que flutua (C) contém poliestireno, de densidade menor que a da solução salina. A fração que afunda (D) contém PVC, pois sua densidade é maior que a densidade da solução salina.

b) Etanol CH3 – CH2 – OH

Etilenoglicol HO – CH2 – CH2 – OH

Por estabelecer maior quantidade de ligações de hidrogênio entre suas moléculas, podemos concluir que o etilenoglicol possui força intermolecular mais intensa; portanto, possui menor pressão de vapor. O etanol, por possuir maior pressão de vapor, possui menor ponto de ebulição.

vinilbenzeno poliestireno estireno

H H2 pΔ H H2 n C = C ⎯⎯→ — C — C — cat | | n Cl Cl

[ ]

cloreto de vinila poli(cloreto de vinila) (PVC)

3. As garrafas PET são um dos problemas de poluição citados por ambientalistas; sejam depositadas em aterros sanitários ou até mesmo jogadas indiscriminadamente em terrenos baldios e cursos d’água, esse material leva cerca de 500 anos para se degradar. A reciclagem tem sido uma solução válida, embora ainda não atinja nem metade das garrafas PET produzidas no País. Pesquisadores brasileiros estudam o desenvolvimento de um plástico obtido a partir das garrafas PET, que se degrada em apenas 45 dias. O segredo para o desenvolvimento do novo polímero foi utilizar em sua síntese um outro tipo de plástico, no caso um poliéster alifático, para acelerar o processo de degradação. O polímero PET, poli(tereftalato de etileno), é obtido a partir da reação do ácido tereftálico com etilenoglicol na presença de catalisador e em condições de temperatura e pressão adequadas ao processo. QUÍMICA A 3.a S

ácido tereftálico

HO — C — C — OH —

COOH

—

HOOC

H

—

—

H

H H etilenoglicol

a) Dê a fórmula estrutural do PET. Em relação à estrutura química dos polímeros citados, o que pode estar associado quanto à biodegradabilidade deles? b) O etanol é semelhante ao etilenoglicol. Entre esses dois álcoois, qual deve apresentar menor pressão de vapor e qual deve apresentar menor temperatura de ebulição? Justifique.

– 29


4. O náilon e o dexon são materiais utilizados como fios para suturas cirúrgicas. O dexon é um polímero sintético obtido por polimerização do ácido glicólico. No organismo, o dexon sofre hidrólise, resultando em moléculas de ácido glicólico, que são metabolizadas. O polímero dexon possui a seguinte fórmula estrutural: —O — CH2 — C — O — CH2 — C — || || O O a) Sabendo-se que o ácido glicólico é bifuncional, qual é a sua fórmula estrutural e seu nome oficial? b) Equacione a reação de formação do polímero dexon a partir do monômero, identificando a função presente no polímero. c) O “náilon 66” é um polímero de condensação obtido a partir do ácido hexanodioico e 1,6-diamino-hexano. Por que o náilon é copolímero e o dexon não o é? RESOLUÇÃO:

=

O ácido hidroxietanoico OH

OH

O

=

=

O

OH

—

—

HO

CH3 CH3 CH3 CH3 | | | | → —H2C—C= C — C— C — C= C—C— C—C= C—C— C—C= C—C— H H2 H2 H H2 H2 H H2 H2 H H2

+ n H2C — C

b) n H2C — C

OH

HO

=

=

O O H2 2n H2O + — O — C — C — O — CH2 — C —

b) Calcule a massa molar (g mol–1) de um látex cuja cadeia polimérica, para efeito de cálculo, é constituída por 10.000 unidades do monômero. Dado: massas molares em g/mol: C: 12; H: 1. RESOLUÇÃO: a) A reação de polimerização para os quatro monômeros será: CH3 | 4H2C = C — CH = CH2 →

—

a) H2C — C

5. (UNICAMP-SP) – Marcas Esmaecidas – gel feito de látex natural é a mais recente promessa para combater rugas. Um teste preliminar realizado com 60 mulheres de idade próxima a 50 anos indicou uma redução de 80% das rugas na região da testa e dos olhos, após quase um mês de uso diário de um gel antirrugas feito de látex da seringueira. Esses dados são parte de uma reportagem sobre farmacologia, divulgada pela Revista da Fapesp n.o157. a) O látex natural, a que se refere o texto, é uma dispersão coloidal de partículas de polímeros que, após coagulação, leva à formação da borracha natural. A partir da estrutura dos monômeros fornecidos no espaço de resposta, represente dois polímeros do látex, usando 4 monômeros em cada representação.

O polímero formado apresenta isomeria geométrica para cada ligação dupla representada. Dessa forma, dois polímeros possíveis são:

n

A função orgânica presente no polímero é éster. c) Ambos são polímeros de condensação. O náilon é um copolímero, pois é obtido de 2 monômeros, e o dexon não é copolímero, pois é obtido apenas de um monômero (ácido glicólico).

b) Considerando a estrutura do polímero formado:

QUÍMICA A 3.a S

em que n = 10.000 Como C = 12 H=1

g/mol, tem-se:

10 000 [ 5 . (12g/mol) + 8 (1g/mol)] =

30 –

680 000g/mol


MÓDULO

13

Teoria Atômico-Molecular

1. A cobalamina (ou cianocobalamina), também conhecida como vitamina B12, possui uma função indispensável na formação do sangue e é essencial para uma boa manutenção do sistema nervoso. Segundo a organização norte-americana Food and Nutrition Board, a dose diária de vitamina B12 necessária para o organismo é de 2,4 microgramas (μg) para adultos, 1,2μg para crianças de até oito anos e 2,8μg para gestantes e mães que amamentam. A porcentagem de cobalto na cobalamina é de 4,35% em massa. Uma criança de 7 anos que toma a dose diária recomendada ingere por dia quantos átomos de cobalto? Dados: 1μg = 1 x 10–6g; número de Avogadro = 6,0 . 1023; massa molar do cobalto = 59,0g/mol.

10–6g

de cobalamina:

1,2 . 10–6g ––––––––– 100% x

RESOLUÇÃO: a) Massa molar do NH4 NO3 = 80g/mol Massa molar do 15NH415NO3 = 82g/mol

RESOLUÇÃO: Massa de cobalto em 1,2 .

a) Suponha duas amostras de mesma massa, uma de 15NH415NO3 e a outra de NH4NO3. A quantidade de nitrogênio (em mol) na amostra de NH4NO3 é maior, igual ou menor do que na amostra de15NH415NO3? Justifique sua resposta . b) Considere que, na aplicação regular de 28kg/ha, não sobrou nem faltou adubo para as plantas. Determine, em mol/ha, que quantidade desse adubo foi aplicada em excesso na parte que recebeu 112kg/ha, ao final do primeiro ano de estudo. Dado: massas molares em g/mol: N: 14; O: 16; H: 1.

––––––––– 4,35% de cobalto

x = 5,22 . 10–8g de cobalto 1 mol de Co ↓ 59g ––––––––– 6,0 . 1023 átomos de cobalto 5,22 . 10–8g ––––––––– y y = 5,3 . 1014 átomos de cobalto

Quantidade em mol de nitrogênio: NH4 NO3

15NH 15NO 4 3

80g → 2 mol de N m→x

82g → 2 mol de N m→y

2m x = –––– 80

x>y

2m y = –––– 82

Portanto, a quantidade de nitrogênio (em mol) na amostra de NH4 NO3 é maior. b) Quantidade em excesso do adubo para uma aplicação: m = 112kg – 28kg = 84kg

RESOLUÇÃO: 1 molécula de CH4: 6 + 4 x 1 = 10 prótons 1 mol de CH4 –––––––––– 10 x 6,0 . 1023 prótons 0,02 mol de CH4 –––––––––– x x = 1,2 . 1023 prótons

3. Um artigo publicado no The Agronomy Journal trata de um estudo relacionado à fixação de nitrogênio por uma planta forrageira que se desenvolve bem em um solo ácido. Essa planta tem o crescimento limitado pela baixa fixação de nitrogênio. O objetivo central do trabalho era verificar como uma cultura de alfafa, cultivada junto à planta forrageira citada, poderia melhorar o crescimento desta, aumentando a fixação de nitrogênio. Relata o artigo que o terreno a ser adubado foi subdividido em cinco partes. Cada parte foi adubada com as seguintes quantidades fixas de nitrato de amônio, a cada vez, em kg/ha: 0; 28; 56; 84; 112. As adubações foram repetidas por 15 vezes em períodos regulares, iniciando-se no começo de 1994 e encerrandose no final de 1996. Para monitorar a fixação de nitrogênio, os pesquisadores adicionaram uma pequeníssima quantidade conhecida de nitrato de amônio marcado (15NH415NO3) ao nitrato de amônio comercial a ser aplicado na plantação.

1 mol → 80g x → 84 . 10 3g 84 . 10 3 x = ––––––– mol = 1,05 . 10 3mol 80 Número de aplicações em um ano: 36 meses ––––– 15 aplicações 12 meses ––––– x

⇒ x = 5 aplicações

Resposta: 1,05 . 10 3mol/ha . 5 = 5,25 . 10 3mol/ha

4. Quantos gramas de cobre existem em 300g de sulfato de cobre (II) penta-hidratado, contendo 5% de impurezas? Dados: massas molares em g/mol: H = 1,0; O = 16,0; Cu = 63,5; S = 32,0. RESOLUÇÃO: Massa molar do CuSO4 . 5H2O = M = 63,5 + 32,0 + 4 . 16,0 + 5(2,0 + 16) = 249,5 ∴ 249,5g/mol QUÍMICA A 3.a S

2. O metano é um gás incolor, sua molécula é tetraédrica e apolar (CH4), de pouca solubilidade na água e, quando adicionado ao ar, se transforma em mistura de alto teor inflamável. É o mais simples dos hidrocarbonetos. Qual o número de prótons existentes em 0,02 mol de metano? Dados: C (Z = 6); H (Z = 1); número de Avogadro = 6,0 . 1023.

Cálculo da impureza na amostra: 100g –––––––– 5g 300g –––––––– x x = 15g de impurezas Massa de CuSO4 . 5H2O puro = (300 – 15)g = 285g Massa de cobre na amostra: 249,5g de CuSO4 . 5H2O –––––––– 63,5g de Cu 285g de CuSO4 . 5H2O –––––––– y y = 72,5g de cobre

– 31


MÓDULO

14

Cálculo Estequiométrico

1. Considere que representa H, representa C e representa O. O sistema final, após a reação de combustão completa de 4,0g de metano (CH4) em uma câmara de combustão hermeticamente fechada contendo 32,0g de gás oxigênio (O2), é corretamente representado pelo modelo esquematizado em Dadas as massas molares, em g/mol: H = 1, C = 12 e O = 16.

2. (UNICAMP-SP) – Especialmente para as crianças, havia uma sala reservada com muitos brinquedos, guloseimas, um palhaço e um mágico. Como Rango também tinha problemas com açúcar, algumas vezes ele colocava pouco açúcar nas receitas. Ao experimentar a pipoca doce, uma das crianças logo berrou: “Tio Rango, essa pipoca tá com pouco açúcar!” Aquela observação intrigou Rango, que ficou ali pensando.... a) “Coloquei duas xícaras de milho na panela e, depois que ele estourou, juntei três colheres de açúcar para derreter e queimar um pouco. Se cada colher tem mais ou menos 20 gramas de açúcar, quantas moléculas de sacarose (C12H22O11) eu usei em uma panelada?” b) “Eu também sei que parte desse açúcar, após caramelizar, se decompõe em água e carbono. Se 1% desse açúcar se decompõe dessa forma, quantos gramas de carbono se formaram em cada panelada?” Dados: massas molares em g/mol: C = 12, H = 1, O = 16 Constante de Avogadro = 6,02 x 1023mol–1 RESOLUÇÃO: a) Cálculo da massa de açúcar: 1 colher de açúcar –––––– 20g 3 colheres de açúcar –––––– x x = 60g Cálculo da massa molar da sacarose: M(C12H22O11) = (12.12)g/mol + (22.1)g/mol + (11.16)g/mol = 342g/mol Cálculo do número de moléculas de sacarose:

RESOLUÇÃO: Calculando a quantidade de matéria de metano e oxigênio na reação, temos: 1 mol de CH4 ⎯⎯→ 16,0g x ⎯⎯→ 4,0g 4,0g . 1 mol x = ––––––––––– ∴ x = 0,25 mol de CH4 16,0g 1mol de de O2 ⎯⎯→ 32,0g ∴ temos 1 mol de O2 Montando a reação CH4 1 mol

+

2O2 → 2 mols

CO2 1 mol

+

2H2O 2 mols

QUÍMICA A 3.a S

início

0,25 mol

1 mol

0

0

reage e forma

0,25 mol

0,5 mol

0,25 mol

0,5 mol

final

0

0,5 mol

0,25 mol

0,5 mol

Portanto, no modelo apresentado, devemos encontrar moléculas de O2( ), CO2 ( ) e H 2O ( ) na proporção 2: 1 : 2, o que ocorre no modelo representado na alternativa d, no qual temos 4O2 (

), 2CO2(

Resposta: D

32 –

), 4H2O (

)

1 mol de C12H22O11 ––––––– 6,02.1023 moléculas ––––––– 342g y

––––––– 60g

y = 1,05 . 1023 moléculas b) Cálculo da massa de açúcar que sofreu decomposição: 60g –––––––– 100% x –––––––––– 1% x = 0,6g Cálculo da massa formada de carbono: Δ C12H22O11 ⎯⎯⎯→ 12C + 11H2O 1 mol 12 mol ↓ ↓ 342g –––––––––––– 12.12g 0,6g –––––––––––– y y = 0,25g


3. (UFRRJ) – O gás cianídrico (HCN) é um gás tóxico que mata por asfixia. O uso dessa substância na câmara de gás, nos Estados Unidos da América, ocorria de acordo com a reação não balanceada abaixo: H2SO4 + KCN → K2SO4 + HCN Partindo de 24,5g de ácido sulfúrico com 90% de pureza, o volume obtido de gás cianídrico nas CNTP é de (Dados: massas molares em g/mol: H = 1,0; S = 32; O = 16; C = 12; N = 14; K = 39. Volume molar de gás nas CNTP = 22,4L/mol.) a) 16,42 litros . b) 13,02 litros. c) 11,20 litros. d) 10,08 litros. e) 9,61 litros. RESOLUÇÃO: Massa de ácido sulfúrico 24,5g ––––––––––– 100% x ––––––––––– 90% x = 22,05g de H2SO4 1H2SO4 + 2KCN → 1K2SO4 + 2HCN 1 mol 2 mol ↓ ↓ 98g –––––––––––––––––––– 2x22,4L 22,05g ––––––––––––––––––— – y y = 10,08L de HCN Resposta: D

4. Compostos hidratados são sólidos que apresentam moléculas de água em sua estrutura e são mais comuns do que se imagina. Um exemplo disso são os tetos dos cômodos de nossas casas, que podem estar rebaixados com placas de gesso, que contêm o sulfato de cálcio di-hidratado, CaSO4 . 2H2O. A determinação do grau de hidratação é feita experimentalmente. No laboratório, um aluno pesou 1,023g de um composto hidratado de coloração vermelha e aqueceu o sólido num cadinho de porcelana até desidratação completa, obtendo 0,603g de sulfato de cobalto (II) anidro, CoSO4, que tem coloração azul. Após fazer corretamente os cálculos, o aluno descobriu que o nome do composto hidratado era (Dados: massas molares (g/mol): H2O = 18; CoSO4 = 155.) a) sulfato de cobalto (II) tri-hidratado. b) sulfato de cobalto (II) tetra-hidratado. c) sulfato de cobalto (II) penta-hidratado. d) sulfato de cobalto (II) hexa-hidratado. e) sulfato de cobalto (II) hepta-hidratado.

5. O CaCO3 é um dos constituintes do calcário, importante matériaprima utilizada na fabricação do cimento. Uma amostra de 7,50g de carbonato de cálcio impuro foi colocada em um cadinho de porcelana de massa 38,40g e calcinada a 900°C, obtendo-se como resíduo sólido somente o óxido de cálcio. Sabendo-se que a massa do cadinho com o resíduo foi de 41,97g, determinar o teor percentual de CaCO3 na amostra analisada. Dados: massas molares em g/mol: Ca ...... 40; C .....12; O ......16. RESOLUÇÃO: Os dados fornecidos pelo enunciado são: • massa da amostra de CaCO3 impuro que vai ser calcinada = 7,5g • massa do cadinho vazio = 38,40g • massa do cadinho após o aquecimento = 41,97g Equação química do processo: Δ CaCO3(s) ⎯⎯→ CaO(s) + CO2(g) Massa de CaO que ficou no cadinho: 41,97g — 38,40g = 3,57g Cálculo da pureza da amostra: Δ CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g) 100g –––––––– 56g x –––––––– 3,57g ∴ x = 6,375g (CaCO3 puro) 7,5g ––––– 100% 6,375g ––––– p p = 85%

RESOLUÇÃO: Massa de água que foi desidratada: m = 1,023g – 0,603g = 0,420g Equação da reação de desidratação: 1 mol ↓

QUÍMICA A 3.a S

CoSO4 . xH2O → CoSO4 + xH2O x mol ↓

0,603g ––– 0,420g 155g ––– x . 18g x=6 Fórmula do sal: CoSO4 . 6H2O ⇒ sulfato de cobalto (II) hexa-hidratado Resposta: D

– 33


MÓDULO

15

Cinética Química

1. O composto C6H5N2Cl reage quantitativamente com água, a 40°C, ocorrendo a formação de fenol, ácido clorídrico e liberação de nitrogênio. C6H5N2Cl(aq) + H2O(l) → C6H5OH(aq) + HCl(aq) + N2(g) Em um experimento, uma certa quantidade de C6H5N2Cl foi colocada em presença de água a 40°C e acompanhou-se a variação da concentração de C6H5N2Cl com o tempo. A tabela abaixo mostra os resultados obtidos: conc. / mol L–1

tempo / min

0,80

zero

0,40

9,0

0,20

18,0

0,10

27,0

3. O zinco reage com ácidos ocorrendo liberação do gás hidrogênio. Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras de mesma massa de zinco: uma delas em raspas (A) e a outra em pó (B). Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção de hidrogênio em função do tempo de reação é:

Qual a velocidade média da reação em relação ao C6H5N2Cl, no intervalo de 0 a 18,0 minutos, expressa em mol L–1 min–1? RESOLUÇÃO: v=

Δ [C6H5N2Cl] 0,60 mol . L–1 ––––––––––––– = ––––––––––––– = 0,033 mol . L–1 min–1 Δt 18 min

2. A figura abaixo representa o resultado de dois experimentos diferentes, (I) e (II), realizados para uma mesma reação química genérica (reagentes → produtos). As áreas hachuradas sob as curvas representam o número de partículas reagentes com energia cinética igual ou maior que a energia de ativação da reação (Eat).

a) Em qual experimento a temperatura é maior? Justifique. b) Em qual experimento a velocidade da reação é maior? Justifique. QUÍMICA A 3.a S

RESOLUÇÃO: a) Experimento II. b) Experimento II. A energia cinética média é diretamente proporcional à temperatura absoluta. A energia cinética média das partículas nas condições do experimento II é maior. Quanto maior a temperatura, maior o número de partículas com energia cinética suficiente para reagir; logo, maior a velocidade da reação. Então, a temperatura e a velocidade em II são maiores do que em I.

34 –

RESOLUÇÃO: Zinco em pó ⇒ maior superfície de contato com o ácido ⇒ maior velocidade de reação ⇒ maior volume de hidrogênio produzido num mesmo intervalo de tempo.

Resposta: B


4. A expressão da equação da velocidade de uma reação deve ser determinada experimentalmente, não podendo, em geral, ser predita diretamente a partir dos coeficientes estequiométricos da reação. O gráfico a seguir apresenta dados experimentais que possibilitam a obtenção da expressão da velocidade da seguinte reação: 2ICl(g) + H2(g) → I2(g) + 2HCl(g)

5. O estudo cinético, em fase gasosa, da reação representada por NO2 + CO → CO2 + NO mostrou que a velocidade da reação não depende da concentração de CO, mas depende da concentração de NO2 elevada ao quadrado. Este resultado permite afirmar que a) o CO atua como catalisador. b) o CO é desnecessário para a conversão de NO2 em NO. c) o NO2 atua como catalisador. d) a reação deve ocorrer em mais de uma etapa. e) a velocidade de reação dobra se a concentração inicial de NO2 for duplicada. RESOLUÇÃO: A reação ocorre em etapas, pois a concentração de CO não participa da etapa lenta. Resposta: D

a) Escreva a expressão da equação da velocidade para essa reação. b) Calcule a constante de velocidade nas condições da experiência e determine a velocidade da reação se as concentrações de ICl e H 2 forem 0,6 mol/L. RESOLUÇÃO: a) Mantendo-se a concentração de ICl constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando-se a concentração de H2, a velocidade também dobra. Trata-se de uma reação de 1.a ordem em relação a H2. Mantendo-se a concentração de H2 constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando-se a concentração de ICl, a velocidade também dobra. É uma reação de 1.a ordem em relação a ICl. Lei da velocidade: v = k [ICl]1 . [H2]1 b) Cálculo da constante de velocidade (k) nas condições da experiência: Quando [H2] = 0,30 mol/L e [ICl] = 0,15 mol/L, temos: v = 7,2 . 10–7 mol/L.s v = k [ICl] . [H2] 7,2 . 10–7 = k . 0,15 . 0,30 k = 1,6 . 10–5 L/mol . s

QUÍMICA A 3.a S

Cálculo da velocidade de reação: v = k [ICl] . [H2] v = 1,6 . 10–5 . 0,6 . 0,6 v = 5,76 . 10–6 mol/L . s

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MÓDULO

16

Equilíbrio Químico I

1. A constante de equilíbrio da reação H2O(g) + Cl2O(g) → ← 2HOCl(g), a 25°C, é Kc = Kp = 0,090. Recipientes fechados, numerados de I até III, mantidos na temperatura de 25°C, contêm somente as três espécies químicas gasosas envolvidas na reação acima. Imediatamente após cada recipiente ter sido fechado, as pressões e/ou as quantidades de cada uma destas substâncias, em cada um dos recipientes, são: I.

5 mmHg de H2O(g), 400 mmHg de Cl2O(g) e

II.

10 mmHg de H2O(g), 200 mmHg de Cl2O(g) e

10 mmHg de HOCl(g). 10 mmHg de HOCl(g). III. 0,080 mol de H2O(g), 0,125 mol de Cl2O(g) e

2. Num recipiente de volume 1 litro, colocaram-se 3 mol de A para reagir com 2 mol de B, segundo a equação da reação: → C(g). A constante de equilíbrio (K ) na temperatura da A(g) + B(g) ← C [C] experiência é igual a 0,5. Sabendo-se que, no equilíbrio, se –––– for [A] maior que 0,7, o sistema adquirirá cor azul e, se for menor que 0,7, adquirirá cor amarela, qual a cor desse sistema quando for atingido o equilíbrio? a) Azul. b) Amarelo. c) Verde. d) Branco. e) Preto. RESOLUÇÃO: A(g)

0,030 mol de HOCl(g). É correto afirmar que a) todos os recipientes contêm misturas gasosas em equilíbrio químico. b) todos os recipientes não contêm misturas gasosas em equilíbrio químico e, em todos eles, o avanço da reação se dá no sentido da esquerda para a direita. c) a mistura gasosa do recipiente II não está em equilíbrio químico e a reação avança no sentido da esquerda para a direita. d) a mistura gasosa do recipiente III não está em equilíbrio químico e a reação avança no sentido da esquerda para a direita. e) as misturas gasosas dos recipientes I e II não estão em equilíbrio químico e as reações avançam no sentido da direita para a esquerda. RESOLUÇÃO: (pHOCl)2 Cálculo da relação –––––––––––– para as misturas I e II: pH2O . pCl2O (I)

(pHOCl)2 102 –––––––––––– = –––––– = 0,05 ⇒ O sistema não está em equilípH2O . pCl2O 5 . 400 brio e o avanço da reação se dá no sentido de aumentar a pressão de HOCl (para a direita) até ser atingido o valor 0,090 (Kp).

(II)

(pHOCl)2 102 –––––––––––– = –––––– = 0,05 ⇒ Igual ao sistema (I). pH2O . pCl2O 10 . 200 [HOCl]2 Cálculo da relação –––––––––––– para a mistura III: [H2O] . [Cl2O]

QUÍMICA A 3.a S

[HOCl]2 (0,030/V)2 –––––––––––– = ––––––––––––––––– = 0,090 ⇒ [H2O] . [Cl2O] (0,080/V) (0,125/V) ⇒ O sistema está em equilíbrio. Resposta: C

36 –

+

B(g)

→ ←

C(g)

Início

3 mol/L

2 mol/L

0

Reage e forma

x

x

x

Equilíbrio

3–x

2–x

x

[C] KC = ––––––– [A] . [B] x 0,5 = –––––––––––– (3 – x) (2 – x) x2 – 7x + 6 = 0 + 7 ±

49 – 4 . 6 x = –––––––––––––––– 2 x1 = 6 (não serve como resposta) x2 = 1 No equilíbrio, teremos: [A] = 3 – x = 2 mol/L [B] = 2 – x = 1 mol/L [C] = x = 1 mol/L [C] 1 –––– = –– = 0,5 [A] 2 ↓ cor amarela Resposta: B


3. (FUVEST-SP) – A reforma do gás natural com vapor de água é um processo industrial de produção de hidrogênio, em que também se gera monóxido de carbono. O hidrogênio, por sua vez, pode ser usado na síntese de amônia, na qual reage com nitrogênio. Tanto a reforma do gás natural quanto a síntese da amônia são reações de equilíbrio. Na figura, são dados os valores das constantes desses equilíbrios em função dos valores da temperatura. A curva de K1refere-se à reforma do gás natural e a de K2, à síntese da amônia. As constantes de equilíbrio estão expressas em termos de pressões parciais, em atm.

4. Foram obtidos os seguintes dados para duas misturas dos gases NO2 e N2O4 em equilíbrio: Mistura

Temperatura

[NO2]

[N2O4]

I

80°C

0,90

0,10

II

120°C

0,80

0,02

a) Diga se a reação de dimerização do NO2 é exotérmica ou endotérmica. Justifique. b) Sabendo-se que NO2 é de cor castanha e N2O4 é incolor, o que acontecerá com a intensidade da cor da mistura em equilíbrio se for reduzido o volume do sistema? RESOLUÇÃO: a) A dimerização do NO2 pode ser expressa pela equação: ⎯→ N O (g) 2NO2(g) ←⎯ 2 4 Expressão da constante de equilíbrio: [N2O4] Kc = ––––––– [NO2]2 Cálculo das constantes de equilíbrio:

a) Escreva a equação química balanceada que representa a reforma do principal componente do gás natural com vapor de água. b) Considere um experimento a 450°C, em que as pressões parciais de hidrogênio, monóxido de carbono, metano e água são, respectivamente, 0,30; 0,40; 1,00; 9,00 atm. Nessas condições, o sistema está em equilíbrio químico? Justifique sua resposta por meio de cálculos e análise da figura. c) A figura permite concluir que uma das reações é exotérmica e a outra, endotérmica. Qual é a reação exotérmica? Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO: a) A equação química balanceada da reforma do gás natural (CH4) com vapor de água é: CH4(g) + H2O(g) → ← CO(g) + 3H2(g) b) Na mistura citada a 450°C, temos as seguintes pressões parciais: 0,30atm(H2), 0,40atm(CO), 1,00atm(CH4) e 9,00atm(H2O). O valor da pCO . (pH2)3 constante de equilíbrio Kp = –––––––––––– a 450°C vale aproximadapCH4 . pH2O mente 1,2 . 10–3 (leitura do gráfico). Vamos determinar o quociente reacional Qp nessa temperatura. pCO . (pH2)3 0,40 . (0,30)3 Qp = ––––––––––––– = ––––––––––– = 1,2 . 10–3 pCH4 . pH2O 1,00 . 9,00

0,10 80°C ⎯→ Kc = ––––––– = 0,123 (0,90)2 0,02 120°C ⎯→ Kc = ––––––– = 0,031 (0,80)2 Verifica-se que, aumentando-se a temperatura, a constante de equilíbrio Kc diminui, diminuindo a concentração de N2O4 e aumentando a concentração de NO2. Conclui-se que o equilíbrio é deslocado para a esquerda no sentido de formação de NO2. Como, aumentando-se a temperatura, desloca-se o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (esquerda), podemos afirmar que a dimerização do NO2 é exotérmica. exotérmica 2NO2(g) ⎯⎯⎯⎯⎯→ N2O4(g) ⎯⎯→ 1N O (g) b) 2NO2(g) ←⎯⎯ 2 4 castanho

incolor

2V

1V

Reduzindo-se o volume do sistema (aumentando-se a pressão), o equilíbrio é deslocado no sentido da reação que se dá com contração de volume (para a direita). Parte do NO2(castanho) se transformará em N2O4(incolor), diminuindo a intensidade da cor da mistura.

QUÍMICA A 3.a S

Podemos concluir que o sistema se encontra em equilíbrio. c) Numa reação exotérmica, o aumento da temperatura implica uma diminuição da constante de equilíbrio. Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação que necessita de calor (reação endotérmica), diminuindo o rendimento do produto. Trata-se da reação de síntese da amônia:

exotérmica

⎯⎯⎯⎯⎯→ 2NH (g) (K ) N2(g) + 3H2(g) ←⎯⎯⎯⎯⎯ 3 2

– 37


MÓDULO

17

Equilíbrio Químico II

1. O óxido de cálcio, conhecido comercialmente como cal virgem, é um dos materiais de construção utilizado há mais tempo. Para sua obtenção, a rocha calcária é moída e aquecida a uma temperatura de cerca de 900°C em diversos tipos de fornos, onde ocorre sua decomposição térmica. O principal constituinte do calcário é o carbonato de cálcio, e a reação de decomposição é representada pela equação: → CaO(s) + CO (g) CaCO3(s) ← 2 Considerando-se que uma amostra de calcário foi decomposta a 900°C, em um recipiente fechado dotado de um êmbolo que permite ajustar o volume e a pressão do seu interior, e que o sistema está em equilíbrio, um procedimento adequado para aumentar a produção de óxido de cálcio seria a) aumentar a pressão do sistema. b) diminuir a pressão do sistema. c) acrescentar CO2 ao sistema, mantendo o volume constante. d) acrescentar CaCO3 ao sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. e) retirar parte do CaCO3 do sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. RESOLUÇÃO: Para aumentar a produção de óxido de cálcio, devemos deslocar o equilíbrio para a direita, sentido no qual ocorre aumento de volume de gases. → CaO(s) + CO (g) CaCO3(s) ← 2 0V

1V

A adição ou a retirada de CaCO3(s) não afeta o equilíbrio. A adição de CO2 deslocará o equilíbrio para a esquerda, diminuindo o rendimento de CaO(s). A única alternativa correta é a diminuição da pressão do sistema, que desloca o equilíbrio no sentido de expansão de volume (para a direita), aumentando a produção de óxido de cálcio. Resposta: B

2. Considere a reação de dimerização da substância X. → X (g) 2X(g) ← 2 No gráfico abaixo, temos o rendimento da formação de X2 em função da temperatura em duas pressões diferentes, P1 e P2.

Analise os seguintes itens, verificando se são verdadeiros ou falsos. I. A reação de dimerização é exotérmica. II. P1 > P2 III.Numa temperatura mais alta, o valor de KC será maior. IV. A presença de um catalisador aumenta o rendimento da reação. RESOLUÇÃO: I. Correto. Aumentando a temperatura, diminui o rendimento, pois o equilíbrio é deslocado no sentido da reação inversa (endotérmica). A reação de dimerização é exotérmica. II. Correto. Como a reação se dá com contração de volume, aumentando a pressão, desloca-se o equilíbrio no sentido de formação do dímero (X2). Numa mesma temperatura, aumentando a pressão, aumenta o rendimento; logo P1 > P2. III.Falso. Como a reação é exotérmica, aumentando a temperatura, diminui o rendimento; portanto, o valor de KC será menor. [X2] KC = –––– [X]2 IV. Falso. Um catalisador apenas aumenta a rapidez com que o equilíbrio é atingido.

QUÍMICA A 3.a S

38 –


3. A solubilização no meio biológico, que é essencialmente aquoso, é uma etapa importante para a absorção de fármacos por meio do trato gastrintestinal (estômago e intestino). Sabe-se que: I. no estômago, o pH pode ter valores de 1,0 a 3,0; II. no intestino delgado, o pH pode ter valores de até 8,4; III. um dos mecanismos de absorção por meio das mucosas do estômago e do intestino baseia-se no fato de a molécula estar na sua forma neutra.

4. O íon cromato e o íon dicromato em solução aquosa estabelecem o equilíbrio: 2– – 2CrO2– (aq) + H2O(l) → ← Cr2O7 (aq) + 2OH (aq) 4 amarelo laranja

Considere os fármacos aspirina e anfetamina, cujas fórmulas e equilíbrios em meio aquoso, em função da acidez do meio, são:

RESOLUÇÃO: Para aumentar a intensidade da coloração alaranjada, o equilíbrio deve ser deslocado para a direita. O cloreto de amônio, por ser um sal derivado de ácido forte e base fraca, ao ser adicionado à solução, sofre hidrólise ácida formando íons H+. Ocorrerá neutralização dos íons OH– do sistema (H+ + OH– → H2O), diminuindo sua concentração e deslocando o equilíbrio para a direita. NaOH e NaHCO3 formam soluções básicas (deslocam o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a intensidade da cor laranja). NaCl e KNO3 são sais que não sofrem hidrólise e os seus íons não irão deslocar o equilíbrio. Resposta: D

O

O-

O

OH C

C

CH3 C

O

CH3

H2O

O

H3O+

C O

O

Equilíbrio químico para a aspirina em meio aquoso CH3 CH

CH2

CH3 CH

CH2

H 2O

NH3+

H3O+

Ocorrerá um aumento na intensidade da coloração alaranjada do sistema quando se adicionar: a) NaOH(s) b) NaCl(s) c) NaHCO3(s) d) NH4Cl e) KNO3(s)

NH2

Equilíbrio químico para a anfetamina em meio aquoso

Supondo que o único mecanismo de absorção por meio das mucosas seja a neutralidade do fármaco, identifique o órgão do trato gastrintestinal no qual cada um dos fármacos mencionados será preferencialmente absorvido. Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO: A aspirina e a anfetamina serão absorvidas nas formas: OH C

CH3

CH3

CH

CH2

e

C

O

NH2

O

pois elas são moléculas neutras. A aspirina é preferencialmente absorvida no estômago, pois a concentração de H3O+ é elevada, deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra. O C

C

CH3 O

C

H2O

CH3 O

H3O+

C

10–4 . 10–4 5,0 . 10–6 = ––––––––––– [HNO2]

O

O absorvida

A anfetamina é preferencialmente absorvida no intestino delgado, pois, como → 2H O), o meio é alcalino, a concentração de H3O+ diminui (H3O+ + OH– ← 2 deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra. CH3 CH2

CH

Na solução [H3O+] = [NO2–] = 10–4 mol/L [H3O+] . [NO2–] Ki = –––––––––––––– [HNO2]

O-

O

OH

RESOLUÇÃO: Como pH = 4 ⇒ [H3O+] = 10–4 mol/L

[HNO2] = 2,0 . 10–3 mol/L

CH3 H2O

CH2

NH3+

CH

QUÍMICA A 3.a S

O

5. O ácido nitroso sofre ionização segundo a equação: → H O+ + NO – HNO2 + H2O ← 3 2 Sabendo-se que a constante de ionização vale 5,0 . 10–6 mol/L, qual a concentração em mol/L de HNO2 numa solução de pH = 4?

H3O+

NH2 absorvida

– 39


MÓDULO

18

Equilíbrio Químico III

1. Na prática de exercícios físicos, o organismo humano utiliza a glicose como principal fonte de energia. Havendo suprimento adequado de oxigênio, obtém-se o rendimento energético máximo possível, mas, quando o esforço é muito intenso, o fornecimento de oxigênio pode se tornar insuficiente e o organismo adotar rota alternativa menos eficiente, envolvendo produção de ácido láctico, o que resulta na diminuição do pH no músculo. Após um período de descanso, o pH do músculo retorna ao seu valor normal, aproximadamente neutro. O equilíbrio entre o ácido láctico e o lactato em meio aquoso encontra-se representado na equação química: H

H

— —

—

—

CH3 — C — C

OH

OH

O

—

+ H 2O

CH3 — C — C

— —

— —

—

O

O–

OH

Ácido láctico

+ H 3O +

RESOLUÇÃO: A concentração de H2O não entra na expressão do Ka, pois a sua concentração é constante:

—

—

Ácido láctico

—

OH

CH3 — C — C

—

—

OH

OH

+ H3O+

O–

Lactato

[lactato] . [H3O+] Ka = ––––––––––––––––– [ácido láctico] Quando o pH for igual a 7, a concentração dos íons H 3 O + será igual a 1,0 . 10–7 mol/L. pH = – log [H3O+] 7 = – log [H3O+] [H3O+] = 1,0 . 10–7 mol/L [lactato] . 1,0 . 10–7 1,0 . 10–4 = ––––––––––––––––––– [ácido láctico] QUÍMICA A 3.a S

10–4

[lactato] 1,0 . ––––––––––––– = ––––––––– [ácido láctico] 1,0 . 10–7 [lactato] –––––––––––– = 1,0 . 103 [ácido láctico]

nHNO = 0,500mol/L . 0,020L = 0,01 mol

KOH ⎯→ K+ + OH– 0,01 mol –––––––––– 0,01 mol 0,01mol [OH–] = ––––––– = 10–1mol/L 0,100L pOH = – log 10–1 = 1 pH = 14 – 1 = 13

O

— —

— —

—

H

+ H2O

CH3 — C — C

nKOH = 0,250mol/L . 0,080L = 0,02 mol

Verifica-se que 0,01 mol de HNO3 reage com 0,01 mol de KOH, sobrando 0,01 mol de KOH.

Calcule a razão entre as concentrações do íon lactato e do ácido láctico nas condições de equilíbrio químico, no músculo, quando o pH for igual a 7. Apresente seus cálculos.

O

RESOLUÇÃO: a) KOH + HNO3 → KNO3 + H2O n b) M = ––– ∴ n = MV V

3

Lactato

Ka = 1,0 x 10–4

H

2. 80,0mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio, de concentração 0,250mol/L, são parcialmente neutralizados por 20,0mL de uma solução aquosa de ácido nítrico, de concentração 0,500mol/L. a) Escreva a equação química da reação de neutralização. b) Sabendo que pOH = – log[OH–] e que pH + pOH = 14, calcule o pH da solução após a adição do ácido.

3. (FGV) – Hospitais, roupas, banheiros, pisos etc. podem ser desinfetados com soluções aquosas de hipoclorito de sódio. Considerandose que a constante de hidrólise do íon ClO−, a 25°C, é 2 x 10−7, uma solução aquosa de NaClO com pH = 10 nessa mesma temperatura tem concentração de íon hipoclorito igual a: a) 0,01 mol/L b) 0,02 mol/L c) 0,05 mol/L d) 0,10 mol/L e) 0,20 mol/L RESOLUÇÃO: A hidrólise do íon hipoclorito pode ser representada por: – ClO– + H2O → ← OH + HClO [OH–] [HClO] e sua constante de hidrólise Kh = –––––––––––––– [ClO–] O pH da solução é 10, e o pOH é 4. Sabendo-se que pOH = – log [OH –], a concentração de [OH–] é igual a 10–4 mol/L. As concentrações de [OH–] e [HClO] são iguais a 10–4 mol/L. Substituindo-se na expressão da constante de hidrólise, teremos a concentração do hipoclorito: 10–4 . 10–4 2 . 10–7 = –––––––––– [ClO–] 10–8 [ClO–] = –––––––– 2 . 10–7 [ClO–] = 0,5 . 10–1 [ClO–] = 0,05 mol/L Resposta: C

40 –


4. (UNICAMP-SP) – Será então que poderia cair alguma questão ligada a Ecologia na prova de Química? – sugere Chuá. – É uma boa! – responde Naná. – Veja aqui nesta notícia de jornal: Uma indústria foi autuada pelas autoridades por poluir um rio com efluentes contendo íons Pb2+. O chumbo provoca no ser humano graves efeitos toxicológicos. Acho que uma boa pergunta estaria relacionada ao possível tratamento desses efluentes para retirar o chumbo. Ele poderia ser precipitado na forma de um sal muito pouco solúvel e, a seguir, separado por filtração ou decantação. a) Considerando apenas a constante de solubilidade dos compostos a seguir, escreva a fórmula do ânion mais indicado para a precipitação do Pb2+. Justifique. Dados: sulfato de chumbo, Ks = 2 x 10–8 ; carbonato de chumbo, Ks = 2 x 10–13 ; sulfeto de chumbo, Ks = 4 x 10–28. b) Se num certo efluente aquoso há 1 x 10–3 mol/L de Pb2+ e se a ele for adicionada a quantidade estequiométrica do ânion que você escolheu no item a, qual é a concentração final de íons Pb2+, que sobra neste efluente? Admita que não ocorra diluição significativa do efluente. – Puxa, acho que por hoje chega. Será que conseguimos prever alguma questão da prova de Química? – diz Chuá. – Sei não! – responde Naná. – De qualquer forma acho que estamos bem preparados!

5. São dadas soluções 2 x 10–3 mol/L de Pb(NO3)2 e de Na2SO4 (25°C).

O produto de solubilidade do sulfato de chumbo (PbSO4) é KPS = 1,3 x 10–8 (25°C). Analise as proposições: I. A concentração de íons Pb 2+ na solução A é 2 x 10–3 mol/L. II. A concentração de íons Na 1+ na solução B é 2 x 10–3 mol/L. III. Misturando-se volumes iguais das duas soluções, forma-se um precipitado. É (são) correta(s) a) todas. c) somente I e II. e) somente I. RESOLUÇÃO: I. Correta. Pb(NO3)2

RESOLUÇÃO: a) O ânion mais indicado para precipitar o Pb2+ é aquele que forma o sal menos solúvel, no caso, o sulfeto de chumbo, pois este apresenta o menor Ks dentre os citados. Para compostos do tipo AB, o Ks é igual a x2, sendo x a solubilidade. A fórmula do ânion sulfeto é S2–. b) O examinador admite não ocorrer diluição do efluente (1 x 10–3 mol/L de Pb2+) pela adição estequiométrica de ânions sulfeto (S2–). Irá ocorrer precipitação de PbS, quando o produto das concentrações de íons Pb2+ e S2– na solução atingir o valor de Ks. Consequentemente, após a precipitação, as concentrações em mol/L de Pb2+ e S2– na solução serão iguais. ⎯⎯→ Pb2+(aq) + S2–(aq) PbS(s) ←⎯⎯ Ks = [Pb2+] . [S2–] 4 x 10–28 = x . x 4 x 10–28 x =

x = 2 x 10–14 mol/L

b) somente I e III. d) somente II e III.

II.

→ Pb2+ (aq)

+

2NO–3(aq)

2 . 10–3 mol/L 2 . 10–3 mol/L 4 . 10–3 mol/L Errada. Na2SO4 → 2Na+(aq) + SO42–(aq)

2 . 10–3 mol/L 4 . 10–3 mol/L 2 . 10–3 mol/L III. Correta. Pb(NO3)2(aq) + Na2SO4(aq) → PbSO4↓ + 2NaNO3(aq) ppt O PbSO4 irá precipitar-se se o produto das concentrações dos íons Pb2+ e SO2– 4 , após a mistura, for maior que o valor de KPS → Pb2+(aq) + SO2– (aq) PbSO4(s) ← 4 2+] –8 KPS = [Pb . [SO2– ] = 1,3 . 10 4 Cálculo do produto: 2 . 10–3 2 . 10–3 [Pb2+] . [SO2– ] = –––––– . –––––– = 1 . 10–6 4 2 2 Como 1 . 10–6 > 1,3 . 10–8, haverá precipitação do PbSO4. Resposta: B

QUÍMICA A 3.a S

A concentração final de íons Pb2+ no efluente será 2 x 10–14 mol/L.

– 41


MÓDULO

19

Substância e Mistura

1. (UNICAMP-SP) – Numa entrevista à Revista FAPESP n.°163, um astrofísico brasileiro conta que propôs, em um artigo científico, que uma estrela bastante velha e fria (6.000 K), da constelação de Centauro, tem um núcleo quase totalmente cristalizado. Esse núcleo seria constituído principalmente de carbono e a estrela estaria a caminho de se transformar em uma estrela de diamante, com a cristalização do carbono. a) O pesquisador relata ter identificado mais 42 estrelas com as mesmas características e afirma: Enquanto não termina o processo de cristalização do núcleo, as estrelas de diamante permanecem com a temperatura constante. No que diz respeito à temperatura, independentemente de seu valor absoluto, ele complementa essa afirmação fazendo uma analogia entre o processo que ocorre na estrela e a solidificação da água na Terra. Com base no conhecimento científico, você concorda com a analogia feita pelo pesquisador? Justifique. b) Ao final da reportagem afirma-se que: No diamante da estrela, apenas 0,01 Å separa os núcleos dos átomos do elemento que o compõem. Considerando-se que o raio atômico do carbono no diamante da Terra é de 0,77 Å, quanto valeria a relação numérica entre os volumes atômicos do carbono (Terra/estrela)? Mostre seu raciocínio. RESOLUÇÃO: a) Concorda-se com a afirmação. Quando a água se solidifica, a temperatura permanece constante, pois temos uma mudança de estado físico. H2O(l) → H2O(s) temperatura constante b) O volume atômico é diretamente proporcional ao raio atômico elevado 4 ao cubo. Por exemplo, o volume da esfera é ––– π r3. 3 V é proporcional a r3 O raio do átomo de carbono no diamante da estrela será a metade de 0,01 Å 0,01Å estrela: rC = –––––– ∴ rC = 0,005Å 2 Terra: r’C = 0,77Å A relação numérica entre os volumes será: (0,77Å)3 VT 6 –––––– = –––––––– = 3,65 . 10 VE (0,005Å)3

QUÍMICA A 3.a S

42 –

2. (UNICAMP-SP) – Na Revista FAPESP n.°146 descreve-se um sistema de descontaminação e reciclagem de lâmpadas fluorescentes que separa seus componentes (vidro, mercúrio, pó fosfórico e terminais de alumínio), tornando-os disponíveis como matérias-primas para reutilização em vários tipos de indústria. a) Num trecho da reportagem, a responsável pelo projeto afirma: Essa etapa (separação do mercúrio) é realizada por um processo de sublimação do mercúrio, que depois é condensado à temperatura ambiente e armazenado para posterior comercialização. Considerando apenas esse trecho adaptado da reportagem, identifique as transformações físicas que o mercúrio sofre e as equacione adequadamente. b) Em relação à recuperação do mercúrio, a pesquisadora afirma: O mínimo para comercialização é 1 quilo, sendo que de cada mil lâmpadas só retiramos 8 gramas de mercúrio, em média. Segundo a literatura, há cerca de 21mg desse metal em uma lâmpada de 40W. No contexto dessas informações, discuta criticamente a eficiência do processo de recuperação do mercúrio, considerando que todas as lâmpadas recolhidas são de 40W. RESOLUÇÃO: a) Considerando que, nesta etapa do processo, o mercúrio se encontra no estado sólido, as transformações físicas sofridas por ele, com as respectivas equações químicas, estão descritas a seguir: I) Sublimação (passagem do estado sólido para o estado gasoso): Hg(s) → Hg(g) II) Condensação (passagem do estado gasoso para o estado líquido): Hg(g) → Hg(l) b) Cálculo da massa de mercúrio em 1000 lâmpadas de 40W: 1 lâmpada –––––––– 21 . 10–3g de Hg 1000 lâmpadas ––––––– x x = 21g de Hg A cada 1000 lâmpadas, são recuperados 8g de mercúrio. Desta forma, a eficiência do processo será de: 21g de Hg ––––––––– 100% 8g de Hg ––––––––– y y = 38,1% O mercúrio é um material tóxico, portanto, o processo ideal de recuperação deve ter uma eficiência elevada. O processo citado no enunciado tem eficiência de 38%, um valor baixo. Assim, este processo não é o ideal para a recuperação do mercúrio, pois a maior parte da massa será descartada como lixo. Além disso, para a comercialização mínima do mercúrio (1 quilograma), seriam necessárias 125 000 lâmpadas.


3. Qual passa a ser o estado físico (sólido, líquido ou gasoso) das substâncias da tabela abaixo, quando elas recebem os seguintes tratamentos: Substância

T.F.

T.E.

x

Clorofórmio

– 63

61

y

Etanol

– 117

78

z

Fenol

41

182

4. (UNIFESP) – Dois experimentos foram realizados em um laboratório de química. Experimento 1: Três frascos abertos contendo, separadamente, volumes iguais de três solventes, I, II e III, foram deixados em uma capela (câmara de exaustão). Após algum tempo, verificou-se que os volumes dos solventes nos três frascos estavam diferentes.

Experimento 2: Com os três solventes, foram preparadas três misturas binárias. Verificou-se que os três solventes eram miscíveis e que não reagiam quimicamente entre si. Sabe-se, ainda, que somente a mistura (I + III) é uma mistura azeotrópica. a) Coloque os solventes em ordem crescente de pressão de vapor. Indique um processo físico adequado para separação dos solventes na mistura (I + II). b) Esboce uma curva de aquecimento (temperatura x tempo) para a mistura (II + III), indicando a transição de fases. Qual é a diferença entre as misturas (II + III) e (I + III) durante a ebulição? a) b) c) d) e)

I, x, gasoso; II, x, líquido; II, z, sólido. I, y, gasoso; I, z, líquido; II, y, sólido. I, z, líquido; II, y, sólido; II, x, gasoso. I, x, gasoso; I, z, líquido; II, y, gasoso. I, y, líquido; I, x, líquido; II, x, líquido.

RESOLUÇÃO: a) O solvente mais volátil apresenta maior pressão de vapor, assim a ordem crescente de volatilidade dos solventes é: I < III < II. Um método para separar os solventes da mistura (I + II) seria a destilação fracionada. b) Curva de aquecimento para a mistura (II + III):

RESOLUÇÃO: x ⇒ I ⇒ gasoso x ⇒ II ⇒ líquido y ⇒ I ⇒ gasoso y ⇒ II ⇒ líquido z ⇒ I ⇒ líquido z ⇒ II ⇒ sólido

QUÍMICA A 3.a S

Durante a ebulição, a temperatura da mistura (I + III) fica constante (azeótropo); no caso da mistura (II + III), a temperatura não fica constante.

Resposta: A

– 43


5. As velas do filtro de água de uso doméstico têm o seguinte aspecto:

O carvão em pó (ativado) retém (adsorve) possíveis gases presentes na água. a) O que deve ficar retido na parte externa da porcelana? b) A água que sai da vela é uma substância pura? RESOLUÇÃO: a) Na parte externa da porcelana ficam as impurezas que têm diâmetro maior que o dos poros da vela. b) Não, mistura homogênea.

QUÍMICA A 3.a S

44 –


MÓDULO

20

Compostos Inorgânicos

1. As bases ou álcalis são substâncias que neutralizam os ácidos e deixam azul o corante tornassol. As bases aparecem nos limpadores de fogão (hidróxido de sódio, base corrosiva), no leite de magnésia (hidróxido de magnésio), nos produtos de limpeza (hidróxido de amônio), na folha de azedinha. As urtigas são ácidas. Quando se “queima” a pele no contato com urtiga, pode-se adotar o procedimento: I. esfregar uma folha de azedinha. II. lavar com solução de hidróxido de sódio. III.lavar com suco de limão. IV. colocar um pouco de leite de magnésia. Estão corretos somente os procedimentos: a) I e III b) I e IV d) III e IV e) II e IV

3. Os exageros do final de semana podem levar o indivíduo a um quadro de azia. A azia pode ser descrita como uma sensação de queimação no esôfago, provocada pelo desbalanceamento do pH estomacal (excesso de ácido clorídrico). Um dos antiácidos comumente empregados no combate à azia é o leite de magnésia. O leite de magnésia possui 64,8 g de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2 por litro da solução. Qual a quantidade em mols de ácido neutralizado ao se ingerir 9 mL de leite de magnésia? Dados: Massas molares (em g mol–1): Mg = 24,3; Cl = 35,4; O = 16; H = 1. RESOLUÇÃO: Massa de Mg(OH)2 em 9mL de solução:

c) I, II e IV

RESOLUÇÃO I. Correto. A azedinha, básica, neutraliza a urtiga ácida. II. Incorreto. O hidróxido de sódio é corrosivo. III.Incorreto. Suco de limão é acido. IV. Correto. O hidróxido de magnésio não é corrosivo. Resposta: B

1000mL –––––––– 64,8g 9mL –––––––– x

x = 0,5832g de Mg(OH)

2

Massa molar do Mg(OH)2 = 24,3 + 2 . 16 + 2 . 1)g/mol = 58,3g/mol Equação da neutralização: Mg (OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O 1 mol de Mg(OH)2 ––––––––– 2 mol de HCl 58,3g _______ 2 mol 0,5832g _______ y

y = 0,02 mol de HCl

2. Sabe-se que a chuva ácida é formada pela dissolução, na água da chuva, de óxidos ácidos presentes na atmosfera. Entre os pares de óxidos relacionados, qual é constituído apenas por óxidos que provocam a chuva ácida? a) Na2O e NO2. b) CO2 e MgO. c) CO2 e SO3. d) CO e N2O. e) CO e NO.

QUÍMICA A 3.a S

RESOLUÇÃO: Entre os óxidos que provocam a chuva ácida, temos: dióxido de carbono (CO2) e trióxido de enxofre (SO3), conforme as equações: CO2 + H2O ⎯→ H2CO3 SO3 + H2O ⎯→ H2SO4 Resposta: C

– 45


4. (EFOA-MG) – Considere os resultados da mistura de soluções aquosas das substâncias relacionadas na tabela abaixo: Mistura realizada

Resultado observado

NaNO3(aq) + KCl(aq)

não ocorre precipitação

Pb(NO3)2(aq) + KCl(aq)

formação de precipitado

a) Escreva a equação balanceada da reação de precipitação. b) Qual é a fórmula do precipitado? Justifique sua resposta de acordo com as informações contidas na tabela acima. c) Dê os nomes (IUPAC) de: KCl _________________________________________________ Pb(NO3)2 _____________________________________________

5. No dia 19/04/2002, um caminhão carregado com ácido sulfúrico e soda cáustica tombou, contaminando um rio que abastece a cidade de Uberlândia. Sabendo que o ácido sulfúrico é um diácido e que a soda cáustica é uma monobase de sódio, é incorreto afirmar que as soluções aquosas do ácido e da base a) reagem completamente, na proporção de 1 mol de H2SO4 para 2 mol de NaOH. b) reagem, neutralizando-se. c) reagem, formando sal e água. d) reagem completamente na proporção de 1 mol de H2SO4 para 2 mols de NaOH, formando 2 mols de água. e) reagem, por meio de uma reação denominada decomposição. RESOLUÇÃO: A equação química que corresponde ao processo é: 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O sal

d) O tipo de ligação química entre o nitrogênio e o oxigênio no Pb(NO3)2 é ___________________________________________

reação de neutralização

e) Desenhe a estrutura de Lewis para o KCl.

Nota: As substâncias reagem completamente na proporção de 1 mol de H2SO4 para 2 mols de NaOH, formando 2 mols de água. Resposta: E

RESOLUÇÃO: a)

2+

1+ 1–

1–

Pb (NO3)2 + 2K Cl

2KNO3 + PbCl2

b) PbCl2, porque, baseando-se na primeira reação, também teríamos a formação de KNO3, mas não há formação de precipitado, logo a substância insolúvel é cloreto de chumbo (II). c) KCl: cloreto de potássio Pb(NO3)2: nitrato de chumbo (II) d) Covalente

QUÍMICA A 3.a S

46 –

•• Cl ••

[ [ ••

[K]+

••

e)

–


MÓDULO

21

Oxidorredução

1. De acordo com o texto a seguir, as chuvas ácidas podem ocorrer em ambientes diferentes.

Nas equações seguintes, temos:

II.

N2

+

2O2

2NO2

Essa chuva pode-se formar naturalmente pela reação do gás carbônico (CO2) com água, conforme representa a equação química: 0 I)

H2O(l) + CO2(g) → H2CO3(aq)

2–

4+

0 oxidação

ácido carbônico redução Outro tipo de chuva ácida é decorrente dos óxidos de nitrogênio (NxOy), principalmente o dióxido de nitrogênio (NO2), formado pela reação de gás nitrogênio (N2) com gás oxigênio (O2) em ambientes com relâmpagos ou grande quantidade de veículos com motor à explosão, conforme a seqüência de equações:

II)

energia N2(g) + 2O2(g) ⎯⎯⎯⎯→ 2NO2(g)

III)

2NO2(g) + H2O(l) ⎯→ HNO2(aq) ácido nitroso

III. 2NO2

H2O

HNO2

4+

3+

+

HNO3

5+

redução oxidação +

HNO3(aq) ácido nítrico

O terceiro tipo de chuva ácida é formado em ambientes poluídos a partir da combustão de derivados do petróleo que, por possuírem impurezas de enxofre, formam o dióxido de enxofre (SO2), conforme as equações químicas:

Portanto: NO2 é oxidante e redutor IV. redutor oxidante S + O2

0

IV) S(s) + O2(g) → SO2(g) V)

+

SO2(g) + 1/2O2(g) → SO3(g)

VI) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

oxid ação

SO2

4+

redução

0

2–

V. redutor oxidante SO2 + 1/2O2 2–

SO3

ácido sulfúrico O ácido sulfúrico é um ácido forte, que causa danos ao meio ambiente. Indique a alternativa correta. a) A equação II indica que o N2 é oxidante. b) A equação IV apresenta S(s) como oxidante. c) A equação I representa uma reação de oxidorredução. d) Todas as equações são de oxidorredução. e) A equação III indica que o NO2 pode ser tanto oxidante como redutor.

4+

oxidação

0

6+ redução

2–

Resposta: E

QUÍMICA A 3.a S

RESOLUÇÃO: As equações I. H2O + CO2 → H2CO3 1+ 2– 4+ 2– 1 +4 +2– VI. SO3 + H2O → H2SO4 6+2– 1+ 2– 1+ 6+ 2– Não são de oxidorredução.

– 47


2. Acerte os coeficientes estequiométricos das equações a seguir e indique o oxidante e o redutor. I. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + H2O + O2 + K2SO4 II. I– + MnO–4 + H2O → I2 + MnO2 + (OH)– RESOLUÇÃO:

I. KMnO4 + H2SO4 + H2O2

MnSO4 + H2O + O2 + K2SO4

3. O ácido oxálico (H2C2O4) pode ser oxidado a gás carbônico, pela reação com permanganato de potássio em meio ácido a íon Mn2+. a) Escreva a equação química balanceada que representa a semirreação de oxidação e redução. b) Escreva a equação química global balanceada da reação. RESOLUÇÃO: a) Esboço da reação: H2C2O4

redução: recebe 5e–

7+

2+

3+

+

–

MnO4

7+

Mn2+

redução: 2+ recebe 5e–

+

CO2

4+

oxidação: doa 1e–

1–

0 oxidação: doa 1e– x 2 = 2e–

KMnO4

n.º total e– = 5 . 1 = 5

Montando a semiequação de oxidação H2C2O4 ⎯→ 2CO2 + 2e–

2 Coeficientes

H2O2

n.º total

e–

=1.2=2

5 Montando a semiequação de redução 5e– + MnO–4 ⎯→ Mn2+

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + 1K2SO4

5e– + MnO–4 ⎯→ Mn2+ + 4H2O 8H+ + 5e– + MnO–4 ⎯→ Mn2+ + 4H2O

Oxidante: KMnO4 Redutor: H2O2 I– + MnO–4 + H2O

II.

1–

oxi dação: doa

1e–

I2 + MnO2 + 䊟 (OH)–

0

I2

n.º total e– = 1 . 2 = 2

3

MnO–4

n.º total e– = 3 . 1 = 3

2

Coeficientes

6I– + 2MnO–4 + yH2O

3I2 + 2MnO2 + xOH–

Cálculo de 䊟 –6–2=–x∴ x=8 6I– + 2MnO–4 + 4H2O

QUÍMICA A 3.a S

48 –

b) 5H2C2O4 → 10CO2 + 10e– + 10H+

(x 5)

16H+ + 10e– + 2MnO–4 → 2Mn2+ + 8H2O (x 2) ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 5H2C2O4 + 6H+ + 2MnO–4 → 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

redução: recebe 3e– 7+ 4+

Oxidante: MnO–4 Redutor: I–

H2C2O4 ⎯→ 2CO2 + 2H+ + 2e–

3I2 + 2MnO2 + 8(OH)–


22

Pilha Eletroquímica

1. Dependendo do meio em que se encontram, os metais podem sofrer oxidação (corrosão). Considere os seguintes potenciais padrão de redução.

São dados os potenciais padrão de redução: Semirreação

E0/Volt

Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s)

– 0,76

E0 (volt)

Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)

+ 0,34

0,00

Ag+(aq) + e– → Ag(s)

+ 0,80

2H2O + 2e– → H2 + 2OH–

– 0,83

Mg2+(aq) + 2e– → Mg(s)

– 2,37

Al 3+ + 3e– → Al

– 1,66

[Al (OH)4]1– + 3e– → Al + 4OH–

– 2,33V

Semirreação 2H+ + 2e– → H

2

Duas placas de alumínio foram imersas em duas soluções – uma de HCl(aq) e outra de NaOH(aq). Verifique que as duas placas sofrem oxidação. Justifique escrevendo as equações das semirreações e das reações globais. RESOLUÇÃO: Em meio ácido: 2Al → 6e– + 2Al 3+ + 1,66V 6H+ + 6e– → 3H2 0,00V –––––––––––––––––––––––––––––––––– + 3+ 2Al + 6H → 2Al + 3H2 ΔE = + 1,66V (espontânea) Em meio básico: 2Al + 8OH– → 2Al(OH)41– + 6e– + 2,33V 6H2O + 6e– → 3H2 + 6OH– – 0,83V –––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 2Al + 6H2O + 2OH– → 2Al(OH)41– + 3H2 ΔE = + 1,5V (espontânea) As duas placas de alumínio sofrem corrosão.

2. Considere a aparelhagem formada por duas células A — B e C — D.

Assinale a alternativa correta. a) A tensão da célula formada por (A – B) e (C – D) operando juntas será igual a: ΔER = ΔEC – D – ΔEA – B = 2,07V b) No eletrodo A, o anodo da célula, Zn sofre oxidação segundo a equação química: Zn(s) → 2e– + Zn2+(aq) c) No eletrodo B, ocorre a redução dos íons Cu2+(aq). d) No eletrodo C, ocorre a oxidação dos íons de prata segundo a equação química. Ag+(aq) + e– → Ag0(s) e) Supondo que a quantidade de elétrons que circula no sistema é igual a 0,3 mol, o aumento de massa de prata metálica no eletrodo C será calculado da seguinte forma: Massa molar: Ag = 108g/mol Ag+(aq) + e– → Ag0(s) 1 mol → 108g 0,3 mol → x 108 x = ––––– g 0,3 RESOLUÇÃO: Cálculo do ΔE da pilha: C – D operando isoladamente Mg → 2e– + Mg2+ + 2,37V 2Ag+ + 2e– → 2Ag + 0,80V ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– → Mg2+ + 2Ag0 ΔE = + 3,17V Mg + 2Ag+ ← Cálculo do ΔE da pilha: A – B operando isoladamente Cu2+ + 2e– → Cu + 0,34V Zn → Zn2+ + 2e– + 0,76V –––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+ ΔE = + 1,10V Como Mg e Zn estão em oposição e o Eoxi do Mg sendo maior, Mg oxida-se e Zn2+ reduz-se. Sendo assim ΔEC – D = 3,17V e ΔEA – B = – 1,10V e ΔER = 3,17V – 1,10V = + 2,07V Ag+(aq) + e– ⎯→ Ag(s) 1 mol –––– 108g 0,3 mol –––– x x = 0,3 . 108g Resposta: A

– 49

QUÍMICA A 3.a S

MÓDULO


3. Uma espiral feita de cobre, de massa igual a 2,73g, foi imersa em solução de nitrato de prata, AgNO3, sendo assim mantida por um período de 48 horas. A tabela a seguir contém as observações registradas após ter decorrido esse tempo. Sistema

Estado inicial

Confirmando com os dados obtidos: 0,77g –––––– nCu 63g/mol 1 –––– = –––––––––––– = ––– 2,56g 2 nAg ––––––––– 108g/mol

Estado final (após 48 h) Resposta: E

Espiral recoberta de Espiral de cobre prata; massa de prata (cor característica depositada = 2,56g do metal) massa da espiral após massa da espiral = a remoção da prata = = 2,73g = 1,96g solução incolor de solução azul AgNO3

Dados: Massas molares (g/mol): Ag = 108 Cu = 63 E0

Ag+(aq) → Ag(s)

E0

= + 0,80 V

Cu2+ (aq) → Cu(s)

= + 0,34 V

A análise dos dados registrados conduz às seguintes afirmações: I. A cor azul da solução final indica presença de íons de cobre (II), provenientes da transformação Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e– II. O depósito de prata deve-se à oxidação dos íons Ag+ assim representada: Ag+(aq) → Ag (s) + 1e– III. A tendência dos íons prata em se reduzir é maior do que a dos íons cobre (II) IV. A razão molar Cu oxidado / Ag formada é 1 mol de Cu / 2 mol de Ag É correto o que se afirma apenas em a) I. b) II e IV. d) II e III. e) I, III e IV.

c) I, II e IV.

RESOLUÇÃO (I)

Verdadeira. As reações que ocorreram no sistema foram: 2Ag+(aq) + 2e– → 2Ag0(s) redução Cu 0(s) → Cu 2+(aq) + 2e– oxidação Íons Cu 2+ apresentam em solução aquosa cor azul.

(II) Falsa. O depósito de prata metálica ocorre pela redução dos íons Ag+: Ag+(aq) + e– → Ag0(s)

QUÍMICA A 3.a S

(III) Verdadeira. Como a reação ocorre espontaneamente, o potencial de redução de Ag+ é maior que de Cu2+ (Ag+ tem maior tendência a ganhar elétron). (IV) Verdadeira. A equação global da reação é: 2Ag+(aq) + 1Cu0(s) → 2Ag0(s) + Cu2+(aq) 1 mol 2 mol n Cu oxidado 1 ––––––––––––– = ––– n Ag formada 2

Massa de cobre oxidado: 2,73g – 1,96g = 0,77g

50 –


MÓDULO

23

Eletrólise

1. A figura apresenta a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de níquel (II), NiCl2.

2. Observe o esquema representativo da eletrólise de solução aquosa de fluoreto de sódio e assinale a alternativa correta.

São dados as semirreações e seus respectivos potenciais:

a) A semirreação que ocorre no catodo é igual a 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2(OH)–(aq) b) A semirreação que ocorre no ânodo é igual a 2F–(aq) → F2(g) + 2e– c) Trata-se da eletrólise da água, e os produtos obtidos (formados) são H2 no tubo B e O2 no tubo A. d) Após certo tempo de eletrólise, a solução estará ácida. e) Trata-se da eletrólise do fluoreto de sódio.

Cl2(g) + Ni2+(aq)

2e– +

→

2e–

2Cl–(aq)

→ Ni(s)

+ 1,36V – 0,24V

Indique a alternativa que apresenta as substâncias formadas no anodo e no catodo e o mínimo potencial aplicado pela bateria para que ocorra a eletrólise. a) Cl2, Ni e 1,12V b) Cl2, Ni e 1,60V c) Cl2, Ni e 1,36V d) O2, H2 e 1,12V e) O2, Ni e 1,60V RESOLUÇÃO: A eletrólise ocorre segundo as equações: NiCl2(aq) ⎯→ Ni2+(aq) + 2Cl–(aq)

dissociação

Catodo 䊞: Ni2+(aq) + 2e– → Ni0(s) consome 0,24V

RESOLUÇÃO: Trata-se da eletrólise da água, e as reações que ocorrem são: catodo 䊞, tubo A: 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2(OH)–(aq) anodo 䊝 , tubo B: H2O(l) → 1/2O2(g) + 2H+(aq) + 2e– O meio será neutro, pois [H+] = [OH–]. Resposta: A

Anodo 䊝 : 2Cl–(aq) → 2e– + Cl2(g) consome 1,36V –––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– C. C. NiCl2(aq) ⎯⎯⎯→ Ni(s) + Cl2(g) consomem 1,60V Voltagem mínima exigida: 1,60V

QUÍMICA A 3.a S

Resposta: B

– 51


3. Um processo de purificação de cobre metálico consiste em se passar uma corrente elétrica por uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), de cor azul, durante um determinado intervalo de tempo. Nesta solução são mergulhados dois eletrodos de cobre metálico, sendo um de cobre impuro. No transcorrer do processo, o cobre metálico vai-se depositando sobre um dos eletrodos, ficando livre das impurezas. O desenho a seguir mostra esquematicamente a situação no início do processo.

4. Na eletrólise do brometo cúprico aquoso, depositou-se 0,500g de cobre em um dos eletrodos. Quantos gramas de bromo são formados no outro eletrodo? Escreva as semiequações para o anodo e o catodo. Quantos coulombs passaram pelo sistema? (Dados: Cu = 64g/mol; Br = 80g/mol.) F = 96 500C/mol de elétrons. RESOLUÇÃO: Cu2+(aq) + 2e– → Cu0(s) semiequação catódica (–) 2Br–(aq) → Br2(l) + 2e–

semiequação anódica (+)

Cu(s) ⎯⎯⎯→ Br2(l) 64g ⎯⎯⎯→ 160g 0,500g ⎯⎯⎯→ x x = 1,25g 64g de Cu –––––––– 2 . 96 500C 0,500g de Cu –––––––– y

Em qual dos eletrodos, A ou B, se depositará cobre metálico purificado? Justifique. RESOLUÇÃO: É uma eletrólise com eletrodos não inertes. Anodo (eletrodo B, cobre impuro) Cu0(s) → 2e– + Cu2+(aq) Catodo (eletrodo A, cobre puro) Cu2+(aq) + 2e– → Cu0(s)

QUÍMICA A 3.a S

52 –

y = 1508C


24

Química Descritiva

1. Considere as informações abaixo sobre a composição de algumas espécies químicas presentes na água do mar. Elemento

Massa molar/g . mol–1

Espécie

Mol/kg de água do mar

Cloro

35,5

Cl –(aq)

0,535

Sódio

23

Na+(aq)

0,460

Magnésio

24

Mg2+(aq)

0,052

Enxofre

32

SO2– 4 (aq)

0,028

Cálcio

40

Ca2+(aq)

0,010

Potássio

39

K+(aq)

0,010

Bromo

80

Br–(aq)

0,008

Número de Avogadro: 6,0 x 1023 Massa molar: O = 16,0g/mol Com base nas informações, é correto afirmar: 01)A espécie química não metálica de menor massa por quilograma de água do mar é o íon Br–(aq). 02)De um quilograma de água do mar pode ser extraído no máximo 0,010 mol de sulfato de cálcio. 04)A evaporação de 1000g de água do mar produz um resíduo sólido que contém 0,535 mol de cloreto de sódio. 08)O único sal presente na água do mar é o cloreto de sódio. 16)100g de água do mar contêm 6,0 x 1020 íons K+. RESOLUÇÃO: 01) Correto. m – = 35,5g/mol x 0,535 mol = 18,99g Cl

m m

SO2– 4 Br–

= 96g/mol x 0,028 mol = 2,688g

= 80 g/mol x 0,008 mol = 0,64g

02) Correto. CaSO4 → Ca

2+

+

SO2– 4

0,010 mol 0,010 mol 04) Errado. Nem todo cloro está na forma de Na+Cl–. Além disso, a quantidade de Na+ é 0,460 mol. 08) Errado. 16) Correto. 1000g de água –––––– 0,010 mol de K+ 100g de água ––––––– x

2. O Brasil possui a maior reserva do mundo de hematita (Fe2O3), minério do qual se extrai o ferro metálico, um importante material usado em diversos setores, principalmente na construção civil. O ferrogusa é produzido em alto-forno conforme esquema, usando-se carvão como reagente e combustível, e o oxigênio do ar. Calcário (CaCO3) é adicionado para remover a areia, formando silicato de cálcio.

Reações no alto-forno (T = 1 600°C): 2C (s) + O2(g) → 2CO(g) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO2(g) CaCO3 (s) + areia → escória (l) [CaSiO3 + CO2] Números atômicos: C = 6, O = 8, Si =14, Fe = 26. Quais são as duas propriedades intensivas do ferro e da escória que permitem aplicar a técnica de separação dos componentes da mistura bifásica? Quais os tipos de ligações químicas existentes no ferro e no dióxido de carbono? RESOLUÇÃO: Propriedades intensivas são aquelas que não dependem da quantidade de matéria. No alto-forno, tanto a escória como o ferro retirados encontram-se no estado líquido (fundidos). Podemos citar como propriedade intensiva a densidade, uma vez que a escória (menor densidade) flutua na superfície do ferro fundido (maior densidade). Outra propriedade intensiva é a solubilidade de um líquido no outro. Tratase de dois líquidos imiscíveis que formam um sistema heterogêneo. O ferro (Z = 26) é metal de transição e apresenta configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Os elementos carbono e oxigênio são não-metais, com as seguintes configurações: C(1s2 2s2 2p2) e O (1s2 2s2 2p4) No ferro, os átomos se unem por ligação metálica (tanto no estado sólido como no estado líquido). Temos íons positivos rodeados por um mar de elétrons (elétrons livres). No dióxido de carbono no estado gasoso, os átomos se unem por ligação covalente. O=C=O

x = 0,0010 mol → 6,0 . 1020 íons K+

– 53

QUÍMICA A 3.a S

MÓDULO


3. O cobre é encontrado livre, na natureza, na forma de pepitas. Conhecido desde a Antiguidade, foi o primeiro metal utilizado pelo ser humano e tornou-se o substituto ideal da pedra na fabricação de vários utensílios, tanto puro como na forma de ligas. É excelente condutor de eletricidade, sendo empregado principalmente em fios e cabos elétricos. Considerando o enunciado e as propriedades do cobre, julgue os itens abaixo. (01) O cobre pode ser obtido pela ustulação de sulfetos, como, por exemplo: Δ CuS + O2 ⎯→ Cu + SO2 (02) O cobre conduz a corrente elétrica no estado sólido. (04) O bronze é uma liga metálica de cobre e zinco. (08) Na reação: Cu2+(aq) + Zn0(s) → Cu0 + Zn2+(aq) o íon de cobre é agente redutor. RESOLUÇÃO: (01) Correto. A ustulação é o aquecimento ao ar de sulfeto de metal nobre, produzindo o metal e dióxido de enxofre. A ustulação de sulfeto de metal não nobre produz o óxido do metal. (02) Correto. (04) Incorreto. Bronze é uma liga de cobre e estanho. (08) Incorreto. O íon Cu2+ é o agente oxidante.

4. A composição química do cimento, embora varie, consiste, de um modo geral, de uma mistura de óxidos de cálcio, alumínio, magnésio, sódio, potássio e silício. Na mistura de cimento com água e areia, que tem uma consistência pastosa e é chamada de argamassa, ocorrem reações químicas, com aumento de temperatura da argamassa. A respeito da descrição feita, fazem-se as afirmações: Dados os grupos: Na e K (1A ou 1); Ca e Mg (2A ou 2) Al (3A ou 13); Si (4A ou 14); O (6A ou 16) I. As substâncias que formam o cimento têm fórmula geral ExOy. II. Na argamassa, ocorrem reações exotérmicas. III. O óxido de cálcio pode reagir com o gás carbônico do ar, produzindo carbonato de cálcio. IV. As reações de hidratação e hidrólise, que ocorrem na argamassa, são endotérmicas. Das afirmações, estão corretas: a) I, II, III e IV. b) I e III, somente. c) I, II e III, somente. d) III e IV, somente. e) I, III e IV, somente. RESOLUÇÃO: I. Correta. CaO, Al2O3, MgO, Na2O, K2O e SiO2 II. Correta. Na argamassa, ocorrem reações exotérmicas, pois liberam calor. III.Correta. CaO + CO2 ⎯→ CaCO3 IV.

Errada As reações que ocorrem na argamassa são exotérmicas. Resposta: C

QUÍMICA A 3.a S

54 –

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Química

QUÍMICA BE

Curso Extensivo – BE

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QUÍMICA

Revisão MÓDULO

1

Estrutura do Átomo, Ligações Químicas RESOLUÇÃO: a) 2 KClO3(s) ⎯⎯→ Δ

Lembrete: Questão 1

S8(s) + 8 O2(g) ⎯⎯→8 SO2(g)

MODELOS Dalton

Thomson

Rutherford

+ átomo = bolinha

esfera positiva com elétrons incrustados

2 KCl(s) + 3 O2(g)

os elétrons giram ao redor do núcleo positivo

Bohr

2 Mg(s) + O2(g) ⎯⎯→2 MgO(s) b) A energia produzida nas reações de combustão excita os elétrons dos íons Cu2+, Mg2+ e Sr2+, promovendo-os para níveis energéticos mais distantes do núcleo. Ao retornarem a seus níveis de origem, devolvem aquela energia, agora em forma de luz, ao meio ambiente. A cor da luz depende da diferença de energia entre os níveis percorridos pelos elétrons.

2. Reescreva as seguintes equações químicas, utilizando estruturas de Lewis (fórmulas eletrônicas em que os elétrons de valência são representados por • ou x), tanto para os reagentes quanto para os produtos. a) H2 + F2

→ 2 HF

c) 2 Na0 + F2 → 2 Na+F– Dados:

órbita proibida

b) HF + H2O

→ H3O+ + F–

d) HF + NH3

→ NH4+F–

H

N

O

F

Na

número atômico

1

7

8

9

11

número de elétrons de valência

1

5

6

7

1

RESOLUÇÃO: • As fórmulas eletrônicas (Lewis) dos compostos são:

órbita permitida

órbitas circulares com energia constante

QUÍMICA BE

1. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferentes eventos. Para que esses dispositivos funcionem, precisam ter em sua composição uma fonte de oxigênio, como o clorato de potássio (KClO3), combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono (C), além de agentes de cor como o SrCl2 (cor vermelha), o CuCl2 (cor verde esmeralda) e outros. Podem conter também metais pirofóricos como Mg que, durante a combustão, emite intensa luz branca, como a do flash de máquinas fotográficas. a) Escreva as equações químicas, balanceadas, que representam: – a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio diatômico; – a combustão do enxofre; – a combustão do magnésio. b) Considerando o modelo atômico de Rutherford-Bohr, como se explica a emissão de luz colorida pela detonação de fogos de artifício?

–1



4. As moléculas de amônia e de gás carbônico apresentam formas geométricas e polaridades bem distintas. Descreva essas características. Dados: 7N, 6C, 8O, 1H. RESOLUÇÃO: •• N amônia H

H

geometria molecular: pirimidal molécula polar

H gás carbônico O = C = O geometria molecular: linear molécula apolar

Reações no alto-forno (T = 1 600°C): 2C (s) + O2(g) → 2CO(g) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO2(g) CaCO3 (s) + areia → escória (l) [CaSiO3 + CO2] Números atômicos: C = 6, O = 8, Si =14, Fe = 26. Quais são as duas propriedades intensivas do ferro e da escória que permitem aplicar a técnica de separação dos componentes da mistura bifásica? Quais os tipos de ligações químicas existentes no ferro e no dióxido de carbono? RESOLUÇÃO: Propriedades intensivas são aquelas que não dependem da quantidade de matéria. No alto-forno, tanto a escória como o ferro retirados encontram-se no estado líquido (fundidos). Podemos citar como propriedade intensiva a densidade, uma vez que a escória (menor densidade) flutua na superfície do ferro fundido (maior densidade). Outra propriedade intensiva é a solubilidade de um líquido no outro. Tratase de dois líquidos imiscíveis que formam um sistema heterogêneo. O ferro (Z = 26) é metal de transição e apresenta configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Os elementos carbono e oxigênio são não-metais, com as seguintes configurações: C(1s2 2s2 2p2) e O (1s2 2s2 2p4) No ferro, os átomos se unem por ligação metálica (tanto no estado sólido como no estado líquido). Temos íons positivos rodeados por um mar de elétrons (elétrons livres). No dióxido de carbono no estado gasoso, os átomos se unem por ligação covalente. O=C=O QUÍMICA BE

2–

5. Nos pares de substâncias a seguir, indicar a de maior ponto de ebulição, justificando: a) H3C — CH2 — CH2 — CH2 — OH e 1-butanol H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 éter dietílico b) C2H6 e C8H18 etano octano RESOLUÇÃO: a) O 1-butanol tem maior ponto de ebulição, pois estabelece ponte de hidrogênio. b) O octano tem maior ponto de ebulição, pois tem maior cadeia (maior massa molecular).


MÓDULO

2

Soluções

1. No gráfico, encontra-se representada a curva de solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de soluto por 1000g de água).

2. O cloreto de potássio é solúvel em água e a tabela a seguir fornece os valores de solubilidade deste sal em g/100g de água, em função da temperatura. TEMPERATURA (°C) SOLUBILIDADE (g/100g H2O)

Solubilidade, g/1000g H2O

600 500 400

10

31,0

20

34,0

30

37,0

40

40,0

300 200 100 0

10 20 Temperatura, ºC

30

40

Para a obtenção de solução saturada contendo 200 g de nitrato de potássio em 500 g de água, a solução deve estar a uma temperatura, aproximadamente, igual a a) 12°C. b) 17°C. c) 22°C. d) 27ºC. e) 32°C.

Preparou-se uma solução de cloreto de potássio a 40°C dissolvendo-se 40,0g do sal em 100g de água. A temperatura da solução foi diminuída para 20°C e observou-se a formação de um precipitado. a) Analisando a tabela de valores de solubilidade, explique por que houve formação de precipitado e calcule a massa de precipitado formado. b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico ou exotérmico? Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO:

RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de nitrato de potássio em 1000g de H2O na solução saturada: 500g de H2O –––––––– 200g de KNO3 1000g de H2O –––––––– x x = 400g de KNO3

a)

Houve formação de precipitado, pois a solubilidade do cloreto de potássio a 20°C é menor do que a 40°C. Observe o esquema:

b)

A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico, pois a solubilidade desse sal aumenta com o aumento da temperatura da água.

Pelo gráfico, traçando as linhas de chamada, observamos que a temperatura do sistema deve ser da ordem de 27°C. (g/1000gH2O)

Massa do precipitado: 6g

400g

27ºC

T(ºC)

QUÍMICA BE

Resposta: D

–3


3. Medicamentos, na forma de preparados injetáveis, devem ser soluções isotônicas com relação aos fluidos celulares. O soro fisiológico, por exemplo, apresenta concentração de cloreto de sódio (NaCl) de 0,9% em massa (massa do soluto por massa da solução), com densidade igual a 1,0 g·cm–3. a) Dada a massa molar do NaCl, em g·mol–1, 58,5, qual a concentração, em mol·L–1, do NaCl no soro fisiológico? Apresente seus cálculos. b) Quantos litros de soro fisiológico podem ser preparados a partir de 1L de solução que contém 27 g·L–1 de NaCl (concentração aproximada deste sal na água do mar)? Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO: a) Supondo que temos 1 L ou 1000 cm3 de soro: 1 g ––––– 1 cm3 x = 1000g → massa da solução x ––––– 1000 cm3 Cálculo da massa de NaCl na solução: 1000g –––––––––– 100% (solução) x –––––––––– 0,9% (só soluto)

x=9g

4. O ácido nítrico é um dos ácidos mais utilizados na indústria e em laboratórios químicos. É comercializado em diferentes concentrações e volumes, como frascos de 1 litro de solução aquosa, que contém 60% em massa de HNO3 (massa molar 63g/mol). Por se tratar de ácido forte, encontra-se totalmente na forma ionizada quando em solução aquosa diluída. É um líquido incolor, mas adquire coloração castanha quando exposto à luz, devido à reação de fotodecomposição. Nesta reação, o ácido nítrico decompõe-se em dióxido de nitrogênio, gás oxigênio e água. a) Escreva as equações químicas, devidamente balanceadas, da reação de fotodecomposição do ácido nítrico e da ionização do ácido nítrico em meio aquoso. b) A 20°C, a solução aquosa de ácido nítrico descrita apresenta concentração 13,0 mol/L. Qual é a densidade desta solução nessa mesma temperatura? Apresente os cálculos efetuados. RESOLUÇÃO: a) Fotodecomposição do ácido nítrico 2HNO3 → 2NO2 + 1/2 O2 + 1H2O

Cálculo da quantidade em mol de NaCl: 58,5g ––––––––– 1 mol de NaCl x = 0,1538 mol de NaCl 9g ––––––––– x Cálculo da concentração em mol/L: M = 0,154 mol/L RESOLUÇÃO ALTERNATIVA: C = 10 dp, C = M . M M . M = 10 dp ∴ M . 58,5 = 10 . 1,0 . 0,9 M = 0,1538 mol/L C = 10 . 1 . 0,9 ∴ C = 9g/L

Ionização do ácido nítrico em meio aquoso –

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 ou H2O – HNO3 ⎯⎯⎯→ H+ + NO3 b)

b) Concentração inicial = 27g/L:

Cálculo da massa de HNO3 em 1L de solução 1 mol de HNO3 ––––––––– 63g 13,0 mol de HNO3 ––––––––– x x = 819g de HNO3 Cálculo de massa da solução 819g ––––––– 60% y ––––––– 100% y = 1365g de solução Densidade da solução m(g) C = ––––– → logo: m = C . V, então, V(L) considerando que a solução final é o soro fisiológico, temos: C . V = C’ . V’ 27 . 1 = 9 . V’ V’ = 3L de soro fisiológico

QUÍMICA BE

4–

m 1365g d = ––– = ––––– = 1365g/L = 1,365g/mL V 1L


5. Uma solução foi preparada com 17,5g de sulfato de potássio (K2SO4) e água suficiente para obter 500mL de solução. Determine a concentração em mol . L–1 dos íons potássio e dos íons sulfato na solução. Massas molares em g . mol–1: K = 39, S = 32, O = 16. RESOLUÇÃO: Cálculo da massa molar do K2SO4 : M = (2 . 39 + 1 . 32 + 4 . 16) g . mol–1 = 174 g.mol–1 Cálculo da quantidade de matéria do K2SO4 : 1 mol –––––––––– 174g x –––––––––– 17,5g x = 0,1 mol Cálculo da concentração em mol . L–1 do K2SO4 : 0,1 mol de K2SO4 –––––––– 0,5L de solução y –––––––– 1L de solução y = 0,2 mol ∴ M = 0,2 mol . L–1 Cálculo das concentrações dos íons: 2– K2SO4 ⎯⎯⎯⎯→ 2K+ + SO4 1 mol 2 mol 1 mol 0,2 mol . L–1 z w z = 0,4 mol . L–1

w = 0,2 mol . L–1

[K+] = 0,4 mol . L–1 2–

QUÍMICA BE

[SO4 ] = 0,2 mol . L–1

–5


MÓDULO

3


1. A figura a seguir apresenta as curvas de pressão de vapor de três líquidos puros, 1, 2 e 3, em função da temperatura.

2. Dadas as soluções aquosas 1. 0,1 mol/L de glicose 2. 0,1 mol/L de cloreto de sódio a) Qual a solução em que o solvente tem maior temperatura de ebulição? Justifique. b) Qual a solução em que o solvente tem maior temperatura de congelação? Justifique. c) Qual solução tem maior pressão osmótica? RESOLUÇÃO: glicose(s) ⎯→ glicose(aq) 0,1 mol 0,1 mol/L

Considere que os líquidos estão submetidos à mesma pressão e analise as seguintes afirmações: I. Quando os líquidos estão em suas respectivas temperaturas de ebulição, a pressão de vapor do líquido 1 é maior que a dos líquidos 2 e 3. II. Quando se adiciona um soluto não volátil ao líquido 2, observase um aumento no seu ponto de ebulição. III. Na temperatura ambiente, o líquido 3 é o mais volátil. IV. A maior intensidade das forças intermoleculares no líquido 3 é uma explicação possível para o comportamento observado. Está correto apenas o que se afirma em a) I e II. b) I e IV. d) II e IV. e) III e IV.

c) II e III.

RESOLUÇÃO: I) Errada. Quando os líquidos estão em suas respectivas temperaturas de ebulição, a pressão de vapor é igual para os três líquidos. II) Correta. Esse fenômeno é denominado ebulioscopia. III) Errada. Na temperatura ambiente (25°C), o líquido 1 é o mais volátil. IV) Correta. Quanto maior a força intermolecular, menor a pressão de vapor e maior o ponto de ebulição. Resposta: D

QUÍMICA BE

6–

NaCl(s) 0,1 mol

H2O ⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) 0,1 mol/L 0,1 mol/L total = 0,2 mol/L

a) Solução 2. Maior número de partículas dispersas. b) Solução 1. Menor número de partículas dispersas. c) Solução 2. Maior número de partículas dispersas. π = M R T i


70

67

60 50 líquido 40

sólido

30 20

gás

10

5,1 -60

-56

-40

-20

0

20

Temperatura (ºC)

25

Com base nas informações fornecidas pelo diagrama de fases para o CO2, é correto afirmar que a) o CO2 estará no estado líquido para qualquer valor de temperatura, quando sob pressão igual a 67 atm. b) o CO2 pode passar diretamente do estado sólido para o gasoso, quando a pressão for menor que 5,1 atm. c) haverá equilíbrio entre os estados líquido e gasoso para qualquer valor de pressão, quando sob temperatura igual a 25 ºC. d) as curvas representam as condições de temperatura e pressão em que existe uma única fase do CO2. e) há mais de um conjunto de condições de pressão e temperatura em que coexistem as três fases em equilíbrio. RESOLUÇÃO: Para pressão menor que 5,1 atm, aumentando a temperatura, o CO2 no estado sólido passa diretamente para o CO2 no estado gasoso (sublimação). O ponto que corresponde a 5,1 atm e – 56°C é chamado de ponto triplo, onde coexistem em equilíbrio os três estados físicos (sólido → ← líquido → ← gasoso). As curvas representam o estado de equilíbrio entre duas fases (S → ← L, L → ← V, S → ← V). Resposta: B

4. (UFSCar) – Um tipo de sapo do Sudeste da Ásia, Rana cancrivora, nasce e cresce em locais de água doce, tais como rios e lagos. Depois de atingir seu desenvolvimento pleno neste ambiente, o sapo adulto possui duas características marcantes. A primeira delas é ser dotado de uma pele com alta permeabilidade, que lhe permite trocar eficientemente O2 e CO2 gasosos, água e íons, entre seus tecidos e o meio aquático externo. A segunda característica é que na procura por alimentos ele se move para manguezais, onde o teor salino é muito mais elevado que o do seu meio aquático original. Para evitar os danos que poderiam resultar da mudança de ambientes, o sapo dispõe de recursos metabólicos, que podem envolver a diminuição da excreção de NaCl ou da ureia (H2N – CO – NH2) contidos em seu corpo, sendo que neste caso a ureia não sofre hidrólise. a) Supondo que o controle dos efeitos da mudança de ambiente fosse feito exclusivamente pela retenção de NaCl pelo organismo deste sapo, seria necessária a retenção de 2,63g de NaCl por 100 mililitros de líquido corporal. Se o controle fosse feito exclusivamente pela retenção de ureia pelo organismo deste sapo, calcule a quantidade, em gramas, de ureia por 100 mililitros de líquido corporal para obter o mesmo efeito de proteção que no caso do NaCl. b) Considerando outra espécie de sapo, cuja pele fosse permeável apenas ao solvente água, escreva o que ocorreria a este sapo ao se mover da água doce para a água salgada. Justifique sua resposta. Dados: massas molares: NaCl = 58,4 g mol–1; ureia = 60,0 g mol–1. RESOLUÇÃO: a) Cálculo da quantidade, em mols, contida em 2,63g de NaCl: n = 0,045mol de NaCl 2,63g m em 100mL de n = ––– ⇒ n = ––––––––– ⇒ 58,4g/mol M líquido corporal H2O NaCl(s) ⎯⎯⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) 0,045mol 0,045mol 0,045mol 144424443 0,090mol de partículas A ureia não sofre hidrólise. Logo, para obter o mesmo efeito de proteção que o NaCl, será necessário igual número de partículas dispersas em 100mL de líquido corporal (0,090mol): Quantidade, em gramas, de ureia: m m n = ––– ⇒ 0,090mol = ––––––––– ⇒ M 60,0g/mol

m = 5,40g

Serão necessários 5,40g de ureia. b) Ao se mover da água doce para a salgada, por osmose haveria perda de água do sapo em virtude da maior concentração de partículas dispersas no meio externo que é hipertônico com relação aos seus tecidos.

QUÍMICA BE

Pressão (atm)

3. O dióxido de carbono tem diversas e importantes aplicações. No estado gasoso, é utilizado no combate a incêndios, em especial quando envolvem materiais elétricos; no estado sólido, o denominado gelo seco é utilizado na refrigeração de produtos perecíveis, entre outras aplicações. A figura apresenta um esboço do diagrama de fases para o CO2.

–7


MÓDULO

4

Termoquímica

1. Se todo o calor obtido pela combustão de 0,10 mol de metano fosse aproveitado no aquecimento de 1,0 x 103g de água inicialmente a 10°C, qual seria a temperatura final da água? Dados: CH4(g) + 2O2(g) → 2H2O(l) + CO2(g) ΔH = – 200kcal/mol de CH4

3. O gás cloro, Cl2, é altamente tóxico, pois, ao ser inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando HCl, ácido clorídrico, capaz de provocar graves lesões internas, conforme a seguinte reação: Cl2(g) + H2O(g) ⎯→ HCl(g) + HClO(g) Calcular a variação de entalpia, para a reação acima, sendo dadas as energias de ligação.

Calor específico da água = 1,0 cal g–1 grau1– RESOLUÇÃO: Na queima de 1 mol de CH4, obtêm-se 200kcal, portanto, o calor liberado na queima de 0,1 mol será 20kcal ou 20.000cal. Q = m c Δt 20.000 = 1000 . 1 . Δt 20.000 Δt = ––––––– ∴ Δt = 20°C 1.000

Ligação

Energia de ligação (kJ/mol) a 25°C e 1 atm

Cl — Cl

243

H—O

464

H — Cl

431

Cl — O

205

Δt = tfinal – tinicial 20 = tfinal – 10

RESOLUÇÃO: O / \ Cl — Cl + H H

Resposta: tfinal = 30°C

2. (UNESP) – Sob certas circunstâncias, como em locais sem acesso a outras técnicas de soldagem, pode-se utilizar a reação entre alumínio (Al) pulverizado e óxido de ferro (Fe2O3) para soldar trilhos de aço. A equação química para a reação entre alumínio pulverizado e óxido de ferro (III) é: 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s) O calor liberado nessa reação é tão intenso que o ferro produzido é fundido, podendo ser utilizado para soldar as peças desejadas. Conhecendo-se os valores de entalpia de formação para o Al2O3(s) = –1676 kJ/mol e para o Fe2O3(s) = –824 kJ/mol, nas condições padrão (25ºC e 1 atmosfera de pressão), calcule a entalpia dessa reação nessas condições. Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO 2 Al(s) + ΔH0f = zero

Fe2O3(s) kJ ΔH0f = – 824 –––– mol

→

Al2O3(s) kJ ΔH0f = – 1676 –––– mol

2Fe(s) ΔH0f = zero

kJ ∑ΔH0f = – 824 –––– mol

kJ ∑ΔH0f = – 1676 –––– mol

reagentes

produtos

QUÍMICA BE

kJ kJ ΔHreação = ∑ΔH0f – ∑ΔH0f = – 1676 –––– – (– 824 –––– ) mol mol produtos

reagentes

kJ ΔHreação = – 852 –––– mol

8–

+

⎯→

ligações rompidas 1Cl — Cl : 1 . 243kJ 2H — O : 2 . 464kJ –––––––––––––––––––– Total: 1171kJ ΔH = + 1171kJ – 1100kJ

ΔH = + 71kJ

O / \ H — Cl + H Cl ligações formadas 1H — Cl : 1(– 431kJ) 1H — O : 1(– 464kJ) 1O — Cl : 1(– 205kJ) –––––––––––––––––––– Total: –1100kJ


Sn(s) + O2 (g)

-286 kJ/mol H

SnO(s) + 0,5 O2 (g)

-581 kJ/mol SnO2 (s)

Assim, a formação do SnO(s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de entalpia de – 286kJ/mol. a) Calcule a variação de entalpia (ΔH1) correspondente à decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a 298K e 1 bar. b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia (ΔH2) da reação entre o óxido de estanho (II) e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho (IV), a 298K e 1 bar. RESOLUÇÃO: a) SnO2(s) → Sn(s) + O2(g) Através do diagrama, o valor do ΔH1 é + 581kJ/mol b) SnO(s) + ½O2(g) → SnO2(s) Pelo diagrama, temos: – 581kJ = – 286kJ – x x = – 295kJ ΔH2 = – 295kJ

5. O cultivo da cana-de-açúcar faz parte da nossa história, desde o Brasil Colônia. O açúcar e o álcool são seus principais produtos. Com a crise mundial do petróleo, o incentivo à fabricação de carros a álcool surgiu, na década de 1970, com o Proálcool. Esse Programa Nacional acabou sendo extinto no final da década de 1990. Um dos pontos altos nas discussões em Joanesburgo sobre desenvolvimento sustentável foi o pacto entre Brasil e Alemanha para investimento na produção de carros a álcool. a) Escreva a equação de combustão do etanol, devidamente balanceada. Calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações: ΔH f (kJ/mol) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) – 394 H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) – 286 2 C (s) + 3 H2 (g) +1/2 O2 (g) → C2H5OH (l) – 278 b) A reação de combustão do etanol é endotérmica ou exotémica? Justifique. RESOLUÇÃO: a) A equação de combustão completa do etanol pode ser expressa por: C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Cálculo do ΔH de combustão a partir da Lei de Hess: Inverter a equação III: C2H5OH(l) → 2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2(g) ΔH = + 278kJ Multiplicar a equação I por 2: 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH = – 788kJ Multiplicar a equação II por 3: 3 3H2(g) + –– O2(g) → 3H2O(l) ΔH = – 858kJ 2 ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = – 1368kJ b) A reação é exotérmica, pois o ΔH é negativo.

QUÍMICA BE

4. As variações de entalpia (ΔH) do oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298K e 1 bar, estão representadas no diagrama a seguir.

–9


MÓDULO

5

Oxidorredução – Eletroquímica

1. Em leite adulterado, é comum encontrar peróxido de hidrogênio (H2O2), substância adicionada pelo fraudador com a finalidade de diminuir o desenvolvimento de micro-organismos provenientes de manipulação e estocagem inadequadas do produto. Um teste simples para a detecção dessa substância consiste em gotejar solução aquosa de iodeto de potássio em uma amostra acidificada do leite a ser analisado. Caso contenha H2O2, a amostra adquirirá coloração amarelada devido à formação de iodo, uma molécula diatômica.Escreva a equação química que representa a reação entre o peróxido de hidrogênio e o iodeto em meio ácido, com produção de iodo e água, apresentando os números de oxidação para o iodo no reagente (íon iodeto) e no produto (iodo molecular). RESOLUÇÃO: A equação química que representa a reação entre o peróxido de hidrogênio e o iodeto em meio ácido com produção de iodo e água é: 1–

H2O2

+

1– I–

0

+

redução Δ = 1 oxidação Δ = 1 redução:

oxidação:

H2O2: e– = 1 . 2 = 2

1

e– = 1 . 2 = 2

1

I2:

1H2O2 + 2I– + 2H+ → 1I2 + 2H2O I–: Nox do I no íon iodeto = 1 –

2–

H+ → I2 + H2O

2. Com a entrada em vigor, em 2008, da Lei Seca no Brasil, a quantidade de álcool ingerido passou a ser medida pela polícia por meio da determinação do teor de álcool presente no ar exalado pelo motorista investigado.A determinação do teor alcoólico é feita por meio do etilômetro, que consiste numa célula eletroquímica que gera corrente elétrica quando álcool etílico está presente no ar exalado, devido à ocorrência da reação global representada a seguir: 2CH3CH2OH(g) + O2(g) → 2CH3CHO(g) + 2H2O(l) Durante o teste, o motorista investigado sopra através de um tubo para o interior do aparelho, no qual há dois eletrodos de platina separados por eletrólito, que permite a passagem dos íons H+. Se houver álcool presente no ar exalado pelo motorista, no primeiro eletrodo de platina ocorre a semirreação na qual o etanol é convertido em etanal, com a liberação de íons H+ e elétrons. Os elétrons liberados passam pelo circuito elétrico externo, gerando uma corrente proporcional à quantidade de álcool contido no ar exalado. Os íons H+, por sua vez, atravessam o eletrólito e, no outro eletrodo de platina, reagem com o O2 e com os elétrons que passaram pelo circuito externo, formando água. Com base nessas informações sobre o etilômetro, escreva e identifique as equações químicas que correspondem às semirreações de oxidação e de redução que ocorrem nesse processo. RESOLUÇÃO: Semirreação de oxidação: etanol é convertido em etanal com liberação de H+ e elétrons: CH3CH2OH → CH3CHO + 2H+ + 2e– etanol etanal ou

2CH3CHO + 4H+ + 4e–

2CH3CH2OH

I2: Nox do I no iodo molecular = 0

H

— —

—

O CH3 — C

—

—

CH3 — C — OH

H

H oxidação

1–

1+

Semirreação de redução: íons H+ reagem com o O2 e com os elétrons, formando H2O. 2H+ + ½ O2 + 2e– → H2O ou 4H+ + O2 + 4e– → 2H2O

O2 0 QUÍMICA BE

10 –

H2O redução

–2


3. Dentre os elementos, há alguns com grande tendência à oxidação, como sódio, enquanto outros, como platina, são muito resistentes à oxidação. Um valor que indica a tendência à oxidação ou à redução é o potencial padrão de redução, E0, que pode ser obtido experimentalmente e é representado em semirreações, como exemplificado a seguir: Li+ + e– = Li E0 = –3,04V Ag+ + e– = Ag E0 = 0,80V. Em reações de oxidação e redução, há fluxo de elétrons e, quando isso gera energia, forma-se uma pilha, fonte de energia bastante comum nos dias de hoje. Considere uma pilha formada a partir de lítio e prata em seus estados de oxidação mais comuns. a) Escreva a equação global da reação dessa pilha. b) Calcule a diferença de potencial desta pilha, em condições padrão.

a) Indique as substâncias formadas no anodo e no catodo. Justifique. b) Qual deve ser o mínimo potencial aplicado pela bateria para que ocorra a eletrólise? Justifique. RESOLUÇÃO: a) As semirreações que ocorrem na eletrólise são: polo 䊞 (catodo): Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) polo 䊝 (anodo): 2Cl –(aq) → 2e – + Cl2(g) No catodo (onde ocorre a redução), temos a formação do metal níquel e no anodo (onde ocorre a oxidação), a formação do gás cloro. b) Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) –0,24V 2Cl –(aq) → 2e– + Cl2(g) –1,36V _______________________________________ Ni2+(aq) + 2Cl –(aq) → Ni(s) + Cl2(g) –1,60V O mínimo potencial aplicado pela bateria para que ocorra a eletrólise é 1,60V.

RESOLUÇÃO: a) O cátion Ag+ vai sofrer redução, pois tem maior potencial de redução, enquanto o metal Li sofre oxidação, pois tem maior potencial de oxidação. anodo: Li ⎯⎯→ Li+ + e– E0oxi = 3,04V catodo: Ag+ + e– ⎯⎯→ Ag E0red = 0,80V equação : Li + Ag+ ⎯⎯→ Li+ + Ag ΔE0= 3,84V global b) ΔE0 = 3,84V

5. A superfície de uma peça metálica foi cromada por meio da eletrólise de 500 mL de uma solução aquosa, contendo íons Cr3+ em concentração de 0,1 mol/L. a) Escreva a equação da semirreação em que íons de cromo são transformados em cromo metálico. b) Sendo 1 faraday a carga elétrica de 1 mol de elétrons, e considerando rendimento de 100%, que carga elétrica é necessária para eletrolisar todo o cromo presente na solução? RESOLUÇÃO a) Cr3+(aq) + 3e– ⎯⎯→Cr0(s) b) Cálculo da quantidade de íons Cr3+: 0,1 mol de Cr3+ –––––– 1000 mL x mol de Cr3+ –––––– 500 mL ⇒ x = 0,05 mol de Cr3+

1 mol de e– –––––– 1 faraday 0,15 mol de e– –––––– z faraday z = 0,15 faraday Nota: Um faraday equivale a aproximadamente 96 500C. Em coulomb, a carga elétrica seria 0,15 x 96 500C = 14 475C

São dados as semirreações de redução e seus respectivos potenciais: Cl2(g) + 2e– → 2Cl –(aq) E0 = + 1,36 V 2+ – Ni (aq) + 2e → Ni(s) E0 = – 0,24 V

– 11

QUÍMICA BE

4. A figura apresenta a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de níquel(II), NiCl2.

3 mol de e– –––––– 1 mol de Cr3+ y mol de e– –––––– 0,05 mol de Cr3+ y = 0,15 mol de e–


MÓDULO

6

Substância e Mistura, Leis das Combinações Químicas


Experimento 2: Com os três solventes, foram preparadas três misturas binárias. Verificou-se que os três solventes eram miscíveis e que não reagiam quimicamente entre si. Sabe-se, ainda, que somente a mistura (I + III) é uma mistura azeotrópica. a) Coloque os solventes em ordem crescente de pressão de vapor. Indique um processo físico adequado para separação dos solventes na mistura (I + II). b) Esboce uma curva de aquecimento (temperatura x tempo) para a mistura (II + III), indicando a transição de fases. Qual é a diferença entre as misturas (II + III) e (I + III) durante a ebulição? RESOLUÇÃO: a) O solvente mais volátil apresenta maior pressão de vapor, assim a ordem crescente de volatilidade dos solventes é: I < III < II. Um método para separar os solventes da mistura (I + II) seria a destilação fracionada. b) Curva de aquecimento para a mistura (II + III):


QUÍMICA BE

12 –

2. (UFSCar) – Uma das fontes de poluição ambiental gerada pelas atividades de um posto de gasolina é o efluente resultante de lavagem de veículos. Este efluente é uma mistura que contém geralmente água, areia, óleo e sabão. Para minimizar a poluição ambiental, antes de ser lançado na rede de esgoto, esse efluente deve ser submetido a tratamento, cujo processo inicial consiste na passagem por uma “caixa de separação”, esquematizada na figura que se segue.

Sabendo-se que água e sabão formam uma única fase, e que os óleos empregados em veículos são menos densos e imiscíveis com esta fase (água + sabão), pede-se: a) Escreva os nomes dos componentes desse efluente que se acumulam nos espaços 1 e 2. b) Escreva o nome do processo responsável pela separação dos componentes do efluente nos espaços 1 e 2 RESOLUÇÃO: a) Espaço 1: O componente que se acumula é a areia, que, por ser o mais denso entre todos os outros componentes, sedimenta-se nesse recipiente. Espaço 2: O componente que se acumula é o óleo, que, por ser menos denso que a mistura água + sabão, fica retido no topo desse recipiente. b) Como a propriedade que determina a separação dessa mistura nos espaços 1 e 2 é a densidade, o nome desse processo é a decantação.


3. (UNICAMP) – Depois das 19 horas, os convidados começaram a chegar. Dina os recepcionava no bar, onde havia dois baldes: um deles com gelo e o outro com gelo seco. Dina bradava aos quatro cantos: “Isso faz a festa tornar-se mais química, já que esses sólidos serão usados para resfriar as bebidas!” Para cada bebida, Estrondosa escolhia o sólido mais apropriado. Curiosamente alguém pediu duas doses iguais de uísque, uma com gelo e outra com gelo seco, mas colocou os copos em uma mesa e não consumiu as bebidas. Passado um certo tempo, um colega de faculdade resolveu verificar se Dina ainda era a “sabichona” de antigamente, e foi logo perguntando: a) “Esses sólidos, quando colocados nas bebidas, sofrem transformações. Que nomes são dados para essas duas transformações? E por que essas transformações fazem com que as bebidas se resfriem?” b) “Dina, veja essas figuras e pense naqueles dois copos de uísque que nosso amigo não bebeu. Qual copo, da situação inicial, corresponde ao copo d da situação final? Em algum dos copos, a concentração final de álcool ficou diferente da concentração inicial? Por quê?” Obs.: considerar a figura para responder ao item b.

4.

O fluxograma acima representa o processo de separação da mistura de água, óleo, areia e sulfato de cobre. Sabe-se que o sulfato de cobre não é solúvel em óleo e que está completamente dissolvido na água. Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre misturas, indique: a) Os processos de separação de misturas que foram utilizados. b) Equacione a reação de neutralização que leva à formação do sal presente na mistura. RESOLUÇÃO: a) I. Filtração. II. Decantação. III. Evaporação / destilação. b) H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5. Numa primeira experiência, colocando-se 2,4g de magnésio em presença de 9,1g de cloro, verifica-se a formação de 9,5g de cloreto de magnésio com um excesso de 2g de cloro. Numa segunda experiência, adicionando-se 5g de magnésio a 14,2g de cloro, formam-se 19g de cloreto de magnésio com 0,2g de magnésio em excesso. Verificar se os resultados estão de acordo com as Leis de Lavoisier e de Proust. RESOLUÇÃO: A reação da experiência é: magnésio

+

cloro

→ cloreto de magnésio

1.ª experiência

2,4g

9,1 – 2g = 7,1g

9,5g

2.ª experiência

5g – 0,2g = 4,8g

14,2g

19,0g

LAVOISIER: obedece PROUST: obedece

{

1.ª exp.: 2,4g + 7,1g = 9,5g 2.ª exp.: 4,8g + 14,2g = 19,0g

QUÍMICA BE

RESOLUÇÃO: a) Com gelo: fusão: H2O(s) → H2O(l). Com gelo seco: sublimação: CO2(s) → CO2(g) Esses processos são endotérmicos, absorvendo o calor das bebidas, resfriando-as, portanto. b) O copo x na situação inicial continha gelo seco, que é mais denso que a bebida e que, ao sublimar, faz com que o nível de bebida no copo fique mais baixo, copo d. No copo c, a concentração de álcool diminuiu, pois a fusão do gelo aumenta o volume da solução e, consequentemente, a dilui. Note que no copo y, o gelo não faz parte da solução.

{

2,4g 7,1g 9,5g ––––– = –––––– = –––––– = constante = 0,5 4,8g 14,2g 19,0g

– 13


MÓDULO

7

Funções Orgânicas e Isomeria




Duas das funções orgânicas encontradas na estrutura dessa droga são a) cetona e amina. b) cetona e éter. c) amina e éter. d) amina e éster. e) amida e éster. RESOLUÇÃO: A estrutura, a seguir, apresenta as funções: RESOLUÇÃO: a) Os grupos funcionais presentes na vanilina, cuja fórmula estrutural está representada abaixo, são:

Resposta: C

b) Os grupos funcionais presentes na carvona são:

QUÍMICA BE

14 –


3. Associe de cima para baixo: OH —

— —

O

1. H3C — C

—

H2C = C — H


H 2. H3C — CH — CH3 e | OH


H3C — CH2 — CH2 — OH CH2 3. H2C = CH—CH3 e H2C — CH2

( ) tautômeros

4. H3C — O— CH2 — CH2 — CH3 e H3C — CH2 —O — CH2 — CH3


4. As abelhas rainhas produzem um feromônio cuja fórmula é apresentada a seguir. O || CH3 — C — (CH2)5 — CH = CH — COOH a) Forneça o nome de duas funções orgânicas presentes na molécula deste feromônio. b) Sabe-se que um dos compostos responsáveis pelo poder regulador que a abelha rainha exerce sobre as demais abelhas é o isômero trans deste feromônio. Forneça as fórmulas estruturais dos isômeros cis e trans e identifique-os. RESOLUÇÃO: a) O feromônio:

OH CH3

RESOLUÇÃO: 5, 4, 1, 2, 3

e

CH2 — OH


possui as funções cetona e ácido carboxílico. b) Os isômeros cis e trans são:

Obs.: As condições para que uma substância apresente isomeria cis-trans é possuir dupla ligação entre átomos de carbono e ligantes diferentes entre si em cada carbono da dupla.

QUÍMICA BE

5.

– 15


5. O ibuprofen é um anti-inflamatório muito usado.

Sobre este composto, é correto afirmar que a) sua fórmula molecular é C13H18O2. b) não tem carbono assimétrico. c) pertence à função amina. d) apresenta cadeia heterocíclica saturada. e) tem massa molar igual a 174 g/mol. Dados: Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1 e O = 16. RESOLUÇÃO: O ibuprofen:

6. Moléculas que apresentam carbono quiral são muito comuns na natureza. Para os organismos vivos, a quiralidade é particularmente importante, pois uma molécula que apresenta imagem especular pode provocar um efeito fisiológico benéfico, enquanto a que representa sua imagem no espelho pode ser inerte ou provocar problemas de saúde. Na síntese de medicamentos, a existência de carbono quiral é sempre uma preocupação, pois embora duas moléculas possam ter a mesma fórmula molecular, apenas uma delas poderá ser ativa. O naproxeno, cuja molécula é representada a seguir, é o princípio ativo de um antiinflamatório. Seu enanciômero não apresenta efeito sobre a inflamação e ainda pode provocar problemas no fígado.

Indique o carbono quiral e identifique as funções presentes nessa molécula. RESOLUÇÃO: Considere a fórmula estrutural:

tem fórmula molecular C13H18O2, possui um átomo de carbono assimétrico, pertence à função ácido carboxílico, possui cadeia aromática e tem massa molar 206 g/mol. Resposta: A

O carbono quiral ou assimétrico está indicado com asterisco. As funções presentes no naproxeno são: éter e ácido carboxílico.

QUÍMICA BE

16 –


8




Reação de substituição:

Reação de Adição:

| | | | — C — C — H + AA → — C — C — A + HA | | | |

A B A B | | + AB | | —C≡C— +AB → —C =C — ⎯⎯→ — C — C — | | A B

ordem de substituição: C3ário > C2ário > C1ário 1. Escreva as fórmulas estruturais dos compostos alcanoclorados obtidos pela reação entre o 2-metilbutano e o gás cloro. RESOLUÇÃO: CH3 — CH — CH2 — CH3 + Cl2 ⎯→ | CH3 Cl Cl | | CH2 — CH — CH2 — CH3; CH3 — C — CH2 — CH3; | | CH3 CH3 Cl Cl | | CH3 — CH — CH — CH3; CH3 — CH — CH2 — CH2 | | CH3 CH3

Regra de Markovnikov: H entra no C da dupla ou tripla mais hidrogenado. 2. Dois isômeros estruturais são produzidos quando brometo de hidrogênio reage com 2-penteno. a) Dê o nome e as fórmulas estruturais dos dois isômeros. b) Qual é o nome dado a este tipo de reação? Se fosse 2-buteno no lugar de 2-penteno, o número de isômeros estruturais seria o mesmo? Justifique. RESOLUÇÃO: a) A reação de brometo de hidrogênio com 2-penteno produz dois isômeros estruturais (isomeria plana): 2CH3 — CH = CH — CH2 — CH3 + 2HBr → → CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH3 +

|

Br 2-bromopentano + CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH3

|

Br 3-bromopentano b) É uma reação de adição. Se a reação fosse com 2-buteno, formar-se-ia apenas o 2-bromobutano (o 2-buteno é simétrico com relação à dupla ligação). CH3 — CH = CH — CH3 + HBr → CH3 — CH — CH2 — CH3

|

Br 2-bromobutano

QUÍMICA BE

MÓDULO

– 17


3. O que ocorreu com a seringueira, no final do século XIX e início do XX, quando o látex era retirado das árvores nativas sem preocupação com o seu cultivo, ocorre hoje com o pau-rosa, árvore típica da Amazônia, de cuja casca se extrai um óleo rico em linalol, fixador de perfumes cobiçado pela indústria de cosméticos. Diferente da seringueira, que explorada racionalmente pode produzir látex por décadas, a árvore do pau-rosa precisa ser abatida para a extração do óleo da casca. Para se obter 180 litros de essência de pau-rosa, são necessárias de quinze a vinte toneladas dessa madeira, o que equivale à derrubada de cerca de mil árvores. Além do linalol, outras substâncias constituem o óleo essencial de pau-rosa, entre elas:

Considerando as fórmulas estruturais das substâncias I, II e III, classifique cada uma quanto à classe funcional a que pertencem. Represente a estrutura do produto da adição de 1 mol de água, em meio ácido, também conhecida como reação de hidratação, à substância alfaterpineol. RESOLUÇÃO:

A reação de hidratação da substância alfa-terpineol é:

QUÍMICA BE

18 –


4. Grupos ligados ao anel benzênico interferem na sua reatividade. Alguns grupos tornam as posições orto e para mais reativas para reações de substituição e são chamados orto e para dirigentes, enquanto outros grupos tornam a posição meta mais reativa, sendo chamados de meta dirigentes. •

2.ª Etapa – Dicloração

Grupos orto e para dirigentes: – Cl, – Br, – NH2, – OH, – CH3

•

Grupos meta dirigentes: – NO2, – COOH, – SO3H

As rotas sintéticas I, II e III foram realizadas com o objetivo de sintetizar as substâncias X, Y e Z, respectivamente.

(III) 1.ª Etapa – Reação do benzeno com cloreto de metila (Friedel Crafts) na presença de catalisador (AlCl3)

2.ª Etapa – Nitração do tolueno

Escreva as fórmulas estruturais dos produtos intermediários e de X, Y e Z. RESOLUÇÃO: (I)

1.ª Etapa – Nitração do benzeno na presença de catalisador (H2SO4)

2.ª Etapa – Cloração do nitrobenzeno na presença de AlCl3 como catalisador.

QUÍMICA BE

(II) 1.ª Etapa – Monocloração do benzeno na presença de catalisador (AlCl3)

– 19


5. Uma das principais fontes de energia térmica utilizadas atualmente no Estado de São Paulo é o gás natural proveniente da Bolívia (constituído principalmente por metano). No entanto, devido a problemas políticos e econômicos que causam eventuais interrupções no fornecimento, algumas empresas estão voltando a utilizar o GLP (gás liquefeito de petróleo, constituído principalmente por butano). Forneça as equações químicas para a combustão de cada um desses gases e calcule os volumes de cada um deles que produzem 22,4 litros de CO2. RESOLUÇÃO: Combustão do gás natural (principalmente metano): CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) Combustão do GLP (principalmente butano): C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) Admitindo que os gases formados e os gases reagentes se encontrem na mesma temperatura e pressão, a proporção em mols é igual à proporção volumétrica. Para o gás natural, teremos: produz 1V de CH4 ⎯⎯⎯⎯→ 1V de CO2 x ⎯⎯⎯⎯→ 22,4L de CO2 x = 22,4L de CH4 Para o gás liquefeito de petróleo, teremos: 1V de C4H10 ⎯⎯⎯⎯→ 4V de CO2 y ⎯⎯⎯⎯→ 22,4L de CO2 y = 5,6L de C4H10

QUÍMICA BE

20 –


9

MÓDULO

Reações Orgânicas II 3. O éster etanoato de octila é a substância responsável pelo aroma característico das laranjas, podendo ser sintetizada em uma única etapa de síntese. Apresente a equação para a reação de produção do éster etanoato de octila, empregando como reagentes um álcool e um ácido carboxílico. RESOLUÇÃO: A reação entre ácido carboxílico e álcool é chamada de esterificação. O éster etanoato de octila é obtido a partir da reação: O

— —

1. Quando o etanol é posto em contato com o ácido sulfúrico, a quente, ocorre uma reação de desidratação, e os produtos formados estão relacionados à temperatura de reação. A desidratação intramolecular ocorre a 170°C e a desidratação intermolecular a 140°C. Os produtos da desidratação intramolecular e da intermolecular do etanol são, respectivamente, a) etano e etoxieteno. b) eteno e etoxietano. c) etoxieteno e eteno. d) etoxietano e eteno. e) etoxieteno e etano.

—

H3C — C

RESOLUÇÃO: Desidratação intramolecular: H OH | | H2SO4 H2C — CH2 ⎯⎯⎯⎯→ H2C = CH2 + H2O 170°C Eteno

+ HO — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

OH ácido etanóico

1-octanol

— —

O

—

H2O + H3C — C

O — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

Desidratação intermolecular: H2SO4 H3C — CH2 — OH + H O — CH2 — CH3 ⎯⎯⎯⎯→ 140°C

etanoato de octila

H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 + H2O Etoxietano Resposta: B

Lembrete: Questão 4 2. A reação química entre um ácido carboxílico e um álcool é chamada de esterificação. Nessa reação, forma-se também água, devido à saída de um H do grupo OH do álcool e o grupo OH do ácido, como indica o exemplo — —

O + HO — CH2 — CH3

—

H3C — C

I) Oxidação enérgica de alceno com KMnO4 ou K2Cr2O7 em meio ácido (H2SO4) [O] R — C = C — R ⎯→ R — C = O + O = C —R | | H+ | | H R OH R II) Ozonólise de alceno R — C = C —R + O3 + H2O ⎯→ R—C = O + O = C —R | | | | H R H R

OH

—

+ H2O

O — CH2 — CH3

Complete a equação a seguir e dê o nome do composto orgânico formado. — —

O + HO — CH3

—

H3C — CH2 — C

OH

[O] a) H3C — C = C — CH2 — CH3 ⎯⎯⎯→ | | H+ H CH3 b) H3C — C = C — CH3 + O3 + H2O ⎯⎯⎯→ | | H CH3 RESOLUÇÃO: O

RESOLUÇÃO: — —

O + H O — CH3

—

H3C — CH2 — C

4. Complete as equações a seguir:

a) H3C — C

e

O || H3C — C — CH2 — CH3

e

O || H3C — C — CH3

QUÍMICA BE

— —

O

H 3C — C

OH

OH O

O

— —

—

H3C — CH2 — C

O — CH3

+ H2O

b) H3C — C H

propanoato de metila

– 21


Lembrete: Questão 5 Oxidação de álcoois com KMnO4/H2SO4 [O] [O] álcool 1ário ⎯⎯→ aldeído ⎯⎯→ ácido carboxílico [O] álcool 2ário ⎯⎯→ cetona [O] álcool 3ário ⎯⎯→ não há reação 5. Complete as equações a seguir. [O] H3C — CH2 — OH ⎯⎯⎯→

[O] ⎯⎯⎯→

etanol OH | [O] H3C — C — CH3 ⎯⎯→ | H 2-propanol RESOLUÇÃO: O [O] H3C — CH2 — OH ⎯⎯→ H3C — C – H2O O

etanal

[O] ⎯⎯→ H

→ H3C — C

6. A chamada “lei seca” foi criada para tentar diminuir o número de acidentes envolvendo veículos automotores, procurando evitar que sejam conduzidos por motoristas alcoolizados. Para uma fiscalização eficaz, o chamado bafômetro é utilizado nas operações de policiamento nas cidades e rodovias do país. Os primeiros equipamentos desse tipo eram constituídos por tubos em cujo interior havia dicromato de potássio e ácido sulfúrico, imobilizados em sílica. Ao soprar no tubo, o ar exalado pela pessoa entra em contato com esses reagentes, e, caso tenha consumido álcool, seus vapores reagem segundo a equação química: 3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O sendo detectado devido à coloração verde, característica do Cr2(SO4)3 produzido. É correto afirmar que, na reação que ocorre no bafômetro, o etanol é a) hidrolisado. b) desidratado pelo H2SO4. c) reduzido pelo H2SO4. d) reduzido pelo K2Cr2O7. e) oxidado pelo K2Cr2O7. RESOLUÇÃO: 3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O No processo, o etanol (redutor) é oxidado a ácido acético:

OH ácido etanoico OH O | || [O] H3C — C — CH3 ⎯⎯→ H3C — C — CH3 | – H2O H propanona

C2H5OH

-2

C2H4O2

Oxidação

0

e o dicromato de potássio (oxidante) é reduzido a sulfato de crômio (III): K2Cr2O7

+6

Cr2(SO4)3

Redução

+3

No bafômetro, o etanol é oxidado pelo K2Cr2O7. Resposta: E

QUÍMICA BE

22 –


MÓDULO

10

Polímeros – Bioquímica

1. As garrafas PET são um dos problemas de poluição citados por ambientalistas; sejam depositadas em aterros sanitários ou até mesmo jogadas indiscriminadamente em terrenos baldios e cursos d’água, esse material leva cerca de 500 anos para se degradar. A reciclagem tem sido uma solução válida, embora ainda não atinja nem metade das garrafas PET produzidas no país. Pesquisadores brasileiros estudam o desenvolvimento de um plástico obtido a partir das garrafas PET, que se degrada em apenas 45 dias. O segredo para o desenvolvimento do novo polímero foi utilizar em sua síntese um outro tipo de plástico, no caso um poliéster alifático, para acelerar o processo de degradação. O polímero PET, poli(tereftalato de etileno), é obtido a partir da reação do ácido tereftálico com etilenoglicol na presença de catalisador e em condições de temperatura e pressão adequadas ao processo.

2. Os α-aminoácidos são moléculas que têm um grupo amino e um grupo carboxila ligados a um mesmo átomo de carbono. Um dos vinte α-aminoácidos encontrados em proteínas naturais é a alanina. Essa molécula possui também um átomo de hidrogênio e um grupo metila ligados ao carbono α. Na formação de proteínas, que são polímeros de aminoácidos, estes se ligam entre si por ligações peptídicas. A ligação peptídica forma-se entre o grupo amino de uma molécula e o grupo carboxila de uma outra molécula de aminoácido, com a eliminação de uma molécula de água. Com base nessas informações, pedem-se a) a fórmula estrutural da alanina. b) a equação química que representa a reação entre duas moléculas de alanina formando uma ligação peptídica. RESOLUÇÃO: a) H2N — CH — COOH | CH3

a) Dê a fórmula estrutural do PET. Em relação à estrutura química dos polímeros citados, o que pode estar associado quanto à biodegradabilidade dos mesmos? b) O etanol é semelhante ao etilenoglicol. Dentre esses dois álcoois, qual deve apresentar menor pressão de vapor e qual deve apresentar menor temperatura de ebulição? Justifique.

b) H2N — CH — CO OH + H N — CH — COOH → | | H CH3 CH3 O || → H2N — CH — C — N — CH — COOH + H2O | | | CH3 H CH3

RESOLUÇÃO: a)

QUÍMICA BE

A biodegradabilidade está relacionada ao tipo de cadeia. Pelo texto, podemos concluir que o plástico biodegradável possui cadeia alifática e o PET, que possui cadeia aromática, não é biodegradável. b) Etanol Etilenoglicol CH3 – CH2 – OH HO – CH2 – CH2 – OH Por estabelecer maior quantidade de ligações de hidrogênio entre suas moléculas, podemos concluir que o etilenoglicol possui força intermolecular mais intensa; portanto, possui menor pressão de vapor. O etanol, por possuir maior pressão de vapor, possui menor ponto de ebulição.

– 23


4. Nas tecnologias para substituição dos derivados do petróleo por outras fontes de energias renováveis, o Brasil destaca-se no cenário internacional pelo uso do etanol e, mais recentemente, do biodiesel. Na transesterificação, processo de obtenção do biodiesel, ocorre uma reação entre um óleo e um álcool na presença de catalisador, tendo ainda como subproduto a glicerina. H2COH | HCOH | H2COH Glicerina

CxHyOz 1/2CxHyOz + O2 → 1H2O + outros produtos Para esta reação estar balanceada em relação ao H, o composto original terá 4 átomos de H (y = 4). Como: mC mC –––– = 9 –––– = 9 mC = 36 mH 4 Como cada átomo de C tem massa atômica igual a 12u, temos 3 átomos de C (x = 3) e mO mO mO = 16 –––– = 4 –––– = 4 mH 4 Como cada átomo de O tem massa atômica igual a 16u, temos 1 átomo de O (z = 1), logo a fórmula é C3H4O M = (3 . 12 + 4 . 1 + 1 . 16)g/mol = 56g/mol b)

A reação da gordura com NaOH é a reação de saponificação:

QUÍMICA BE

24 –

— —

CH2 — O — C — C17H31 O CH — O — C — C17H31 + 3CH3 — CH2 — OH O CH2 — O — C — C17H31 O H2C — OH

O

—

A substância é formada apenas por CHO.

RESOLUÇÃO: A reação de transesterificação entre o etanol e o triglicerídeo LLL está representada a seguir:

— —

a)

Quando são utilizados o etanol e o triglicerídeo LLL, na transesterificação, os produtos orgânicos formados apresentam os grupos funcionais a) álcool e éster. b) álcool e éter. c) álcool e ácido carboxílico. d) ácido carboxílico e éster. e) ácido carboxílico e éter.

— —

RESOLUÇÃO:

ácido linoleico (L)

— —

(R, R’ e R’’: cadeias de hidrocarbonetos com mais de 10 átomos de carbono.) Esta substância é composta apenas por carbono, hidrogênio e oxigênio. Quando 0,5 mol desta substância sofre combustão completa, forma-se um mol de moléculas de água. Nesse composto, as razões de massas entre C e H e entre O e H são, respectivamente, 9 e 4. a) Calcule a massa molar desta substância. b) A gordura animal pode ser transformada em sabão por meio da reação com hidróxido de sódio. Apresente a equação dessa reação e o seu respectivo nome. Dadas massas molares (g/mol): C = 12, H = 1 e O = 16.

C17H31COOH

3C17H31 — C — O — CH2 — CH3

+

HC — OH —


H2C — OH Logo, os produtos da reação pertencem às funções álcool e éster. Resposta: A


5. (UFSCar) – Uma porção representativa da estrutura do polímero conhecido como Kevlar, patente da DuPont, é mostrada na figura a seguir.

A estrutura pode ser descrita como sendo formadas por longas fibras poliméricas, aproximadamente planares, mantidas por ligações covalentes fortes, e cada fibra interagindo com suas vizinhas através de ligações hidrogênio, representadas por linhas interrompidas na figura. Devido ao conjunto dessas interações, o polímero é altamente resistente a impactos, propriedade que é aproveitada na confecção de coletes à prova de bala. a) Escreva as fórmulas estruturais dos dois reagentes utilizados na síntese do Kevlar, identificando as funções orgânicas presentes nas moléculas de cada um deles. b) Transcreva a porção representativa da fórmula estrutural da fibra polimérica em destaque na figura (dentro dos colchetes) para seu caderno de respostas. Assinale e identifique a função orgânica que se origina da reação de polimerização. RESOLUÇÃO: a) Os dois reagentes utilizados são:

QUÍMICA BE

b) A função orgânica que se origina da reação de polimerização é amida.

– 25


MÓDULO

11

Mol e Estequiometria

1. Especialmente para as crianças, havia uma sala reservada com muitos brinquedos, guloseimas, um palhaço e um mágico. Como Rango também tinha problemas com açúcar, algumas vezes ele colocava pouco açúcar nas receitas. Ao experimentar a pipoca doce, uma das crianças logo berrou: “Tio Rango, essa pipoca tá com pouco açúcar!” Aquela observação intrigou Rango, que ficou ali pensando.... a) “Coloquei duas xícaras de milho na panela e, depois que ele estourou, juntei três colheres de açúcar para derreter e queimar um pouco. Se cada colher tem mais ou menos 20 gramas de açúcar, quantas moléculas de sacarose (C12H22O11) eu usei em uma panelada?” b) “Eu também sei que parte desse açúcar, após caramelizar, se decompõe em água e carbono. Se 1% desse açúcar se decompõe dessa forma, quantos gramas de carbono se formaram em cada panelada?” Dados: Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1, O = 16 Constante de Avogadro = 6,02 x 1023 mol–1 RESOLUÇÃO: a) Cálculo da massa de açúcar: 1 colher de açúcar –––––– 20g 3 colheres de açúcar –––––– x x = 60g

RESOLUÇÃO: a) O elemento oxigênio (O) forma duas substâncias simples (formas alotrópicas) diferentes.

Gás ozônio:

O3,

O O

Cálculo do número de moléculas de sacarose: 1 mol de C12H22O11 ––––––– 6,02.1023 moléculas ––––––– 342g y

––––––– 60g

y = 1,05 . 1023 moléculas b) Cálculo da massa de açúcar que sofreu decomposição: 60g –––––––– 100% x –––––––– 1% x = 0,6g Cálculo da massa formada de carbono:

QUÍMICA BE

26 –

Dados: P x V = n x R x T; R = 0,082 atm L mol–1 K–1. massa molar do gás oxigênio = 32g/mol

Gás oxigênio: O2, O = O

Cálculo da massa molar da sacarose: M(C12H22O11) = (12.12)g/mol + (22.1)g/mol + (11.16)g/mol = 342g/mol

Δ C12H22O11 ⎯⎯⎯→ 12C + 11H2O 1 mol 12 mol ↓ ↓ 342g –––––––––––– 12.12g 0,6g –––––––––––– y y = 0,25g

2. Diversos gases formam a atmosfera da Terra, sendo que a quantidade de alguns deles vem aumentando por ação antropogênica, o que pode causar problemas. O oxigênio, em suas diferentes formas alotrópicas, tem funções distintas e essenciais para a manutenção da vida no planeta. a) Escreva a fórmula química das duas formas alotrópicas mais comuns do oxigênio, apontando a função de cada uma delas relacionada com a manutenção da vida na Terra. b) Considerando que cerca de 20% em volume da atmosfera é constituída de oxigênio em sua forma alotrópica mais abundante, calcule a massa desse gás contido num reservatório de 24,6m 3 cheio de ar a 27 °C e 1 atm de pressão.

O

O gás oxigênio (O2) é o gás vital, essencial na respiração. O gás oxigênio promove a combustão dos alimentos, liberando a energia necessária para a realização dos processos necessários para a manutenção da vida. O gás ozônio é poluente na troposfera, mas na estratosfera forma uma camada que absorve a maior parte da radiação ultravioleta proveniente do Sol, permitindo a manutenção da vida. b) Cálculo da quantidade de matéria total: P.V=n.R.T 1atm . 24,6 . 103L = n . 0,082 atm . L . mol–1 . K–1. 300K n = 1000 mol de ar A porcentagem em volume coincide com a porcentagem em mol: 1000 mol ––––––– 100% x ––––––– 20% x = 200 mol Massa de gás oxigênio (O2): 1 mol –––––– 32g 200 mol –––––– y y = 6400g


3. O pirrol é uma amina secundária que apresenta uma cadeia classificada como fechada, não ramificada, insaturada e heterogênea. A polimerização do pirrol conduz à formação do polipirrol, um polímero condutor cujas fibras são usadas na produção de tecidos para camuflagem contra radares, pois absorvem micro-ondas. A análise elementar do pirrol resulta na seguinte composição percentual em massa: carbono = 71,6%; nitrogênio = 20,9% e hidrogênio = 7,5%. Dadas as massas molares, em g/mol, para o C = 12; o N = 14 e o H = 1, e sabendo-se que a massa molar do pirrol é de 67g/mol, escreva as fórmulas molecular e estrutural do pirrol. RESOLUÇÃO: Para 100g do composto

71,6g de C 20,9g de N 7,5g de H

4. Em 2004, iniciou-se, no Brasil, a exploração de uma importante jazida de minério de cobre. Nestes minérios, o metal é normalmente encontrado na forma de sulfetos, como o CuS, e, para sua obtenção, o minério é submetido à ustulação – aquecimento sob atmosfera de ar ou de oxigênio. Neste processo, além do cobre metálico, obtém-se o dióxido de enxofre. Como subproduto, pode-se obter o ácido sulfúrico, por reação do SO2 com o oxigênio, formando o trióxido de enxofre (SO3), e deste com a água, resultando no H2SO4. a) Escreva a equação química para a ustulação do CuS. b) Dadas as massas molares, em g·mol–1: H = 1; S = 32 e O = 16, calcule a massa de ácido sulfúrico que pode ser obtida a partir de 64kg de SO2. Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO: a) A equação química do processo é: Δ CuS + O2 ⎯→ Cu + SO2

Cálculo da quantidade em mol de C: 1 mol de C –––––– 12g x –––––– 71,6g x = 5,97 mol de C Cálculo da quantidade em mol de N: 1 mol de N –––––– 14g y –––––– 20,9g y = 1,49 mol de N

b)

SO2 + 1/2O2 → SO3 H2O + SO3 → H2SO4 –––––––––––––––––––––––––– SO2 + 1/2O2 + H2O → H2SO4 1 mol 1 mol ↓ ↓ 64g –––––––––––––––– 98g 64kg –––––––––––––––– x

x = 98kg

Cálculo da quantidade em mol de H: 1 mol de H –––––– 1g z –––––– 7,5g z = 7,5 mol de H

Cálculo da massa molar da fórmula mínima: M do C4H5N = (4 . 12 + 5 . 1 + 1 . 14)g/mol = 67g/mol Portanto, a fórmula molecular será: C4H5N O pirrol é uma amina secundária (tem o grupo — N — ) | H e como a cadeia é fechada, não ramificada e insaturada, a sua fórmula estrutural é: H—C

C—H

H—C

C—H N | H

5. Na indústria, a amônia é obtida pelo processo denominado HaberBosch, pela reação entre o nitrogênio e o hidrogênio na presença de um catalisador apropriado, conforme mostra a reação não balanceada: ⎯⎯⎯⎯→ NH (g) N2(g) + H2(g) ←⎯⎯⎯⎯ 3 catalisador Com base nessas informações, considerando um rendimento de 100% e sabendo que as massas molares desses compostos são: N2 = 28 g/mol, H2 = 2 g/mol, NH3 = 17 g/mol, calcule a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7g de nitrogênio com 3g de hidrogênio. b) Nas condições descritas no item a, existe reagente em excesso? Se existir, qual a massa em excesso desse reagente? RESOLUÇÃO: a) N2(g) + 3H2(g) → ← 2NH3(g) 1 mol ––––– 3 mol –––––– 2 mol ↓ ↓ ↓ 28g ––––––– 6g –––––––– 34g 7g ––––––– 1,5g –––––––– x reagente reagente limitante em excesso

x = 8,5g

QUÍMICA BE

Proporção entre números de átomos: 5,97 : 7,5 : 1,49 = 4 : 5 : 1 A fórmula mínima do composto será: C4H5N

b) Massa em excesso de hidrogênio (H2) = 3g – 1,5g = 1,5g

– 27


MÓDULO

12


1. Um tipo bastante importante de reação química são as de decomposição, reações nas quais uma única substância reagente origina como produto duas ou mais substâncias. Considerando as reações de decomposição I, II e III, identifique os produtos A, B, D e E. luz I: H2O2 (l) ⎯⎯⎯→ A (l) + B (g) calor II: CaCO3 (s) ⎯⎯⎯→ C (s) + D (g) III: H2O (l)

corrente ⎯⎯⎯→ E (g) + B (g) elétrica

RESOLUÇÃO: I. Decomposição do peróxido de hidrogênio: luz H2O2(l) ⎯⎯→ H2O(l) + 1/2 O2(g) A

B

II. Decomposição do carbonato de cálcio: calor CaCO3(s) ⎯⎯→ CaO(s) C

+ CO2(g) D

3. Um dos possíveis meios de se remover CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua contribuição para o “efeito estufa”, envolve a fixação do gás por organismos microscópicos presentes em rios, lagos e, principalmente, oceanos. Dados publicados em 2003 na revista Química Nova na Escola indicam que o reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, absorve 704 toneladas de CO2 por dia. a) Calcule a quantidade de CO2, expressa em mol/dia, absorvida pelo reservatório. (Dado: massa molar de CO2 = 44 g/mol.) b) Suponha que parte do CO2 permaneceu dissolvida na água do reservatório, na forma CO2(aq). Empregando equações químicas, discuta qualitativamente o efeito que o CO2 dissolvido terá sobre as características químicas da água do reservatório. RESOLUÇÃO: a) CO2: M = 44g/mol 44g –––––– 1mol 704 . 106g ––––––– x

x = 16 . 106 mol ∴ 1,6 . 107 mol

b) CO2(g) → ← CO2(aq) → H+(aq) + HCO– (aq) CO2(aq) + H2O(l) → ← H2CO3(aq) ← 3 A dissolução do CO 2 na água do reservatório torna-a ácida (pH < 7), de acordo com as equações acima envolvidas.

III.Decomposição da água: corrente H2O(l) ⎯⎯⎯⎯→ H2(g) + 1/2O2(g) elétrica E A: H2O D: CO2

B

B: O2 E: H2

2. Algumas substâncias, quando dissolvidas em água, reagem produzindo íons em solução. Dentre estas substâncias, algumas são muito comuns: cloreto de hidrogênio (HCl) e cloreto de sódio (NaCl). Considerando as interações destas substâncias com a água, individualmente, escreva as equações químicas para as reações que envolvem a) a dissociação dos íons existentes no composto originalmente iônico. b) a ionização da substância que originalmente é um composto covalente.

QUÍMICA BE

RESOLUÇÃO: a) A equação química que representa a dissociação dos íons existentes no cloreto de sódio é: H2O Na+Cl –(s) ⎯⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) ou Na+Cl –(s) + (x + y) H2O → Na+(H2O)x + Cl –(H2O)y b) A equação química que representa a ionização do cloreto de hidrogênio + – é: HCl(g) + H2O(l) → ← H3O (aq) + Cl (aq)

28 –

4. Os exoesqueletos de muitos corais e moluscos são formados em grande parte por carbonato de cálcio. Uma maneira de determinar o teor de cálcio em amostras de conchas consiste em solubilizá-las e separar o cálcio das demais substâncias por precipitação. O precipitado formado é separado por filtração, determinando-se sua massa e encontrando-se seu teor através de cálculos estequiométricos. As equações que descrevem as reações desse processo são: a) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl b) CaCO3 → CaO + CO2 CO2 + H2O → H2CO3 c) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 CO2 + H2O → H2CO3 d) Ca(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O + 2CO2 CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl e) Ca(HCO3)2 → CaO + 2CO2 + H2O CO2 + H2O → H2CO3 RESOLUÇÃO: As equações químicas que envolvem a determinação do teor de cálcio são: CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) CaCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Ca(OH)2(s) + 2NaCl(aq) Resposta: A


a) NH3 + H2SO4 → H2O + NH4SO4 b) 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 c) 2 NH3 + H2SO4 → H2O + (NH4)2SO3 d) NH3 + H2SO4 → H2O + NH3SO3 e) NH3 + H2SO4 → NH5SO4 RESOLUÇÃO: A equação química que representa a reação entre NH3 e H2SO4 é: 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 Resposta: B

6. As estações municipais de tratamento de água transformam a água contaminada na água potável que chega a nossas casas. Nessas estações, primeiramente um “tratamento primário” remove partículas de sujeira e detritos por peneiramento e filtração. Em seguida, num “tratamento secundário”, sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio são adicionados à água. A reação destes dois compostos leva à formação de hidróxido de alumínio, um composto de aspecto gelatinoso que arrasta impurezas para o fundo do tanque de tratamento. Finalmente, numa última etapa, adiciona-se hipoclorito de sódio, que tem ação bactericida (mata bactérias) e fungicida (mata fungos). a) Escreva a reação química balanceada entre sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio, levando à formação de hidróxido de alumínio e sulfato de cálcio. b) Escreva a fórmula química do hipoclorito de sódio. A ação bactericida e fungicida deste composto se deve ao forte poder oxidante do ânion hipoclorito. Numa reação de oxidorredução, o átomo de cloro no hipoclorito é reduzido a cloreto (Cl–). Quantos elétrons o átomo de cloro ganha nesse processo? RESOLUÇÃO: a)

Al2 (SO4)3 + 3Ca (OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4

b)

A fórmula do hipoclorito de sódio é NaClO.

NaClO ⎯⎯→ Cl– 1+

1– Δe– = 2

Cada átomo de cloro do hipoclorito recebe 2 elétrons.

QUÍMICA BE

5. O fertilizante sulfato de amônio pode ser obtido pela reação química que ocorre pela passagem de amônia gasosa (NH3) em ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). Uma equação química que representa essa reação é

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MÓDULO

13

Cinética Química

1. (UNIFESP) – Para neutralizar 10,0 mL de uma solução de ácido clorídrico, foram gastos 14,5 mL de solução de hidróxido de sódio 0,120 mol/L. Nesta titulação ácido-base foi utilizada fenolftaleína como indicador do ponto final da reação. A fenolftaleína é incolor no meio ácido, mas torna-se rosa na presença de base em excesso. Após o final da reação, percebe-se que a solução gradativamente fica incolor à medida que a fenolftaleína reage com excesso de NaOH. Neste experimento, foi construído um gráfico que representa a concentração de fenolftaleína em função do tempo.

a) Escreva a equação da reação de neutralização e calcule a concentração, em mol/L, da solução de HCl. b) Calcule a velocidade média de reação de decomposição da fenolftaleína durante o intervalo de tempo de 50 segundos iniciais de reação. Explique por que a velocidade de reação não é a mesma durante os diferentes intervalos de tempo. RESOLUÇÃO: a) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O (ᐉ) + + OH – → H O (ᐉ) ou H(aq) (aq) 2

1 mol de HCl ––––– 1 mol de NaOH nA ––––– nB Logo: nA = nB MAVA = MBVB

mol MA · 10,0 mL = 0,120 –––– · 14,5 mL L MA = 0,174 mol/L ΔM b) vmédia = ––––– = Δt 3 × 10–3 mol/L – 5 × 10–3 mol/L = –––––––––––––––––––––––––––––– 50s – 0s QUÍMICA BE

vmédia = 4 · 10–5 mol/L · s A velocidade da reação é dada por uma fórmula do tipo: v = k [fenolftaleína]x À medida que a concentração do reagente (fenolftaleína) diminui, a velocidade da reação decresce.

30 –

2. (UFSCar) – O primeiro veículo lançador de satélites (VLS) desenvolvido no Brasil foi destruído por um incêndio, em 22 de agosto de 2003, causando a morte de 21 engenheiros e técnicos. O incêndio ocorreu devido à combustão do combustível sólido da aeronave, atingindo temperaturas da ordem de 3.000°C. Suponha que um ônibus espacial utilize um combustível sólido constituído de alumínio em pó, perclorato de amônio (NH4ClO4) e o catalisador óxido de ferro (III). Durante a decolagem, o Fe2O3 catalisa a reação entre NH4ClO4 e Al, resultando nos produtos sólidos Al2O3 e AlCl3 e gasosos NO e H2O. a) Escreva a equação química, devidamente balanceada, da reação que ocorre durante a decolagem deste ônibus espacial. b) O gráfico a seguir apresenta as curvas de uma reação que ocorre na presença e na ausência de um catalisador.

Relacione os segmentos A e B com as energias correspondentes e a dependência dos mesmos com o catalisador. RESOLUÇÃO: a) Admitindo-se coeficiente 1 para a substância NH4ClO4, temos a sequência para determinar os coeficientes: 1NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1/3AlCl3 + NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O 3NH4ClO4 + Al → 1Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O 3NH4ClO4 + 3Al → 1Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O b) segmento A: energia de ativação da reação catalisada. O catalisador diminui a energia de ativação. segmento B: variação de entalpia (ΔH), não depende do catalisador. No caso, B representa a energia absorvida pela reação.


3. (UNIFESP) – Estudos cinéticos da reação entre os gases NO2 e CO na formação dos gases NO e CO2 revelaram que o processo ocorre em duas etapas: I. NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g) II. NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) O diagrama de energia da reação está esquematizado a seguir.

a) Apresente a equação global da reação e a equação da velocidade da reação que ocorre experimentalmente. b) Verifique e justifique se cada afirmação a seguir é verdadeira: I. a reação em estudo absorve calor; II. a adição de um catalisador, quando o equilíbrio é atingido, aumenta a quantidade de gás carbônico.

a) Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifique. b) Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifique. RESOLUÇÃO: a) Curva B. Catalisador acelera reações; na curva B, observa-se uma diminuição maior da [H2O2] num mesmo intervalo de tempo. b) Curva C. Partindo de uma concentração menor que a da curva A, o tempo é o mesmo para o consumo total da H2O2.


RESOLUÇÃO: a) I) NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g) II) NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) –––––––––––––––––––––––––––––––––––––– equação NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) global A equação de velocidade é tirada da etapa lenta (I): v = k [NO2]2

4. Soluções aquosas de água oxigenada, H2O2, decompõem-se, resultando água e gás oxigênio. A figura abaixo representa a decomposição de três soluções de água oxigenada em função do tempo, sendo uma delas catalisada por óxido de ferro (III), Fe2O3.

a) Escreva a expressão da equação da velocidade para essa reação. b) Calcule a constante de velocidade nas condições da experiência e determine a velocidade da reação se as concentrações de ICl e H 2 forem 0,6 mol/L. RESOLUÇÃO: a) Mantendo-se a concentração de ICl constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando a concentração de H2, a velocidade dobra. Trata-se de uma reação de 1a ordem em relação a H2. Mantendo-se a concentração de H2 constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando a concentração de ICl, a velocidade também dobra. É uma reação de 1a ordem em relação a ICl. Lei da velocidade v = k [ICl]1 . [H2]1 b) Cálculo da constante de velocidade (k) nas condições da experiência. Quando [H2] = 0,30 mol/L e [ICl] = 0,15 mol/L, temos v = 7,2 . 10–7 mol/L.s v = k [ICl] . [H2] 7,2 . 10–7 = k . 0,15 . 0,30 k = 1,6 . 10–5 L/mol . s Cálculo da velocidade de reação v = k [ICl] . [H2] v = 1,6 . 10–5 . 0,6 . 0,6 v = 5,76 . 10–6 mol/L . s

– 31

QUÍMICA BE

b) I. errada: libera calor, reação exotérmica II. errada: catalisador não desloca equilíbrio, portanto, não altera a quantidade de CO2.


MÓDULO

14


1. A produção de grafita artificial vem crescendo significativamente, uma vez que grafita natural de boa qualidade para uso industrial é escassa. Em atmosferas ricas em dióxido de carbono, a 1 000 ºC, a grafita reage segundo a reação: C(grafita) + CO (g) ← → 2 CO (g) 2

A 1 000 ºC, no estado de equilíbrio, as pressões parciais de CO e CO2 são 1,50 atm e 1,25 atm, respectivamente. Calcule o valor da constante de equilíbrio (Kp) para a reação nessa temperatura. RESOLUÇÃO:

→ 2 CO (g) C(grafita) + CO2 (g) ←

A expressão da constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é: (pCO)2 Kp = –––––––– (pCO ) 2

Como no equilíbrio as pressões parciais de CO e CO2 são respectivamente 1,50 atm e 1,25 atm, temos: (1,50)2 Kp = –––––––– = 1,80 1,25


1V

A adição de ou a retirada de CaCO3(s) não afeta o equilíbrio. A adição de CO2 deslocará o equilíbrio para a esquerda, diminuindo o rendimento de CaO(s). A única alternativa correta é a diminuição da pressão do sistema, que desloca o equilíbrio no sentido de expansão de volume (para a direita), aumentando a produção de óxido de cálcio. Resposta: B

QUÍMICA BE

32 –


⎯→ C H (g) + H (g) 2 CH4 (g) ←⎯ 2 6 2 Para essa reação, a dependência da constante de equilíbrio com a temperatura é dada na tabela. Temperatura (K)

constante de equilíbrio

298 400 600

9 x 10–13 8 x 10–10 6 x 10–7

a) A reação de conversão do gás metano para etano é uma reação endotérmica? No sistema em equilíbrio, a concentração de gás metano pode ser aumentada se houver um aumento de temperatura? Justifique suas respostas. b) No sistema em equilíbrio, qual deve ser o efeito na concentração do gás hidrogênio quando, separadamente, se adiciona um catalisador e quando há um aumento de pressão? Justifique suas respostas. RESOLUÇÃO: [C2H6] · [H2] Kc= –––––––––––– a) [CH4]2 Aumentando-se a temperatura, a constante de equilíbrio aumenta. Logo, aumenta a concentração dos produtos. O equilíbrio foi deslocado para a direita. De acordo com o princípio de Le Chatelier, um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Portanto, a reação de formação dos produtos é endotérmica. A concentração de gás metano diminui com o aumento da temperatura, pois o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do etano. b) A adição de um catalisador não desloca o equilíbrio, portanto a concentração do hidrogênio permanece constante. Como não há variação na quantidade de matéria (2 mols de reagentes e 2 mols de produtos), não há deslocamento do equilíbrio por aumento de pressão. Porém, o volume diminui, fazendo aumentar as concentrações de todos os participantes do equilíbrio.

4. Num recipiente de volume 1 litro, colocaram-se 3 mol de A para reagir com 2 mol de B, segundo a equação da reação: → C(g). A constante de equilíbrio (K ) na temperatura da A(g) + B(g) ← C [C] experiência é igual a 0,5. Sabendo-se que, no equilíbrio, se –––– [A] for maior que 0,7, o sistema adquire cor azul e, se for menor que 0,7, adquire cor amarela, qual a cor desse sistema quando for atingido o equilíbrio? a) azul. b) amarelo. c) verde. d) branco. e) preto. RESOLUÇÃO: A(g)

+

B(g)

→ ←

C(g)

início

3 mol/L

2 mol/L

0

reage e forma

x

x

x

equilíbrio

3–x

2–x

x

[C] KC = ––––––– [A] . [B] x 0,5 = –––––––––––– (3 – x) (2 – x) x2 – 7x + 6 = 0 + 7 ± 49 – 4 . 6 x = –––––––––––––––––– 2 x1 = 6 (não serve como resposta) x2 = 1 No equilíbrio, teremos: [A] = 3 – x = 2 mol/L [B] = 2 – x = 1 mol/L [C] = x = 1 mol/L [C] 1 –––– = –– = 0,5 2 [A] ↓ cor amarela Resposta: B

QUÍMICA BE

3. Sob condições experimentais adequadas, o gás metano pode ser convertido nos gases etano e hidrogênio:

– 33


5. Na produção de hidrogênio por via petroquímica, sobram traços de CO e CO2 nesse gás, o que impede sua aplicação em hidrogenações catalíticas, uma vez que CO é veneno de catalisador. Usando-se o próprio hidrogênio, essas impurezas são removidas, sendo transformadas em CH4 e H2O. Essas reações ocorrem a temperaturas elevadas, em que reagentes e produtos são gasosos, chegando a um equilíbrio de constante KI no caso do CO e a um equilíbrio de constante KII no caso do CO2. O gráfico traz a variação dessas constantes com a temperatura.

a) Num experimento de laboratório, realizado a 460 °C, as pressões parciais de CO, H2, CH4 e H2O, eram, respectivamente, 4 x 10–5 atm; 2 atm; 0,4 atm; e 0,4 atm. Verifique se o equilíbrio químico foi alcançado. Explique. b) As transformações de CO e CO2 em CH4 mais H2O são exotérmicas ou endotérmicas? Justifique sua resposta. c) Em qual das duas transformações, na de CO ou na de CO2, o calor desprendido ou absorvido é maior? Explique, em termos do módulo da quantidade de calor (Q) envolvida. RESOLUÇÃO: a) A reação de CO com H2 pode ser expressa por: CO(g) + 3H2(g) → ← CH4(g) + H2O(g) KI pCH . pH O 4 2 KI = –––––––––––––– pCO . p3H 2

Vamos determinar o quociente reacional (Qp ) a 460°C: pCH . pH O 0,4 . 0,4 4 2 Qp = –––––––––––––– = –––––––––––– = 500 pCO . p3H 4 . 10–5 . 23 2

Observando o gráfico, verificamos que o Qp é igual a KI e, portanto, podemos concluir que o sistema se encontra em equilíbrio.

QUÍMICA BE

b) Pelo gráfico, verificamos que tanto para a reação I: (CO(g) + 3H2(g) → ← CH4(g) + H2O(g) ) como para a reação II: (CO2(g) + 4H2(g) → ← CH4(g) + 2H2O(g) ), um aumento da temperatura implica uma diminuição da constante de equilíbrio. Podemos concluir que ambas reações são exotérmicas. c) A reação I libera mais calor. A reação I apresenta maior valor para a constante de equilíbrio que a reação II, numa mesma temperatura. Isso significa que a reação I é mais espontânea. Levando em conta apenas a entalpia, a reação I libera mais calor.

34 –


15


1. Na prática de exercícios físicos, o organismo humano utiliza a glicose como principal fonte de energia. Havendo suprimento adequado de oxigênio, obtém-se o rendimento energético máximo possível, mas quando o esforço é muito intenso, o fornecimento de oxigênio pode se tornar insuficiente, e o organismo adotar rota alternativa menos eficiente, envolvendo produção de ácido láctico, o que resulta na diminuição do pH no músculo. Após um período de descanso, o pH do músculo retorna ao seu valor normal, aproximadamente neutro.O equilíbrio entre o ácido láctico e o lactato em meio aquoso encontra-se representado na equação química: H

H

— —

—

—

OH

OH

O

CH3 — C — C

—

+ H2O

CH3 — C — C

— —

— —

—

O

O

CH3

— —

— —

Ácido Láctico

CH3 — C — C

—

—

OH

OH

O

— —

— —

+ H2O

CH3 — C — C

OH

+ H3O+

O–

Lactato

O+]

[lactato] . [H3 Ka = ––––––––––––––––– [ácido láctico]

CH3

CH3 CH

CH2

H2O

NH3+

H3O+

NH2


Supondo-se que o único mecanismo de absorção por meio das mucosas seja a neutralidade do fármaco, identifique o órgão do trato gastrintestinal no qual cada um dos fármacos mencionados será preferencialmente absorvido. Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO: A aspirina e a anfetamina serão absorvidas nas formas O

OH C

Quando o pH for igual a 7, a concentração dos íons H 3 O + é igual a 1,0 . 10–7 mol/L

CH3

CH3

CH

CH2

e

C

O

NH2

O

pH = – log [H3O+]

H3O+

C O

CH

CH2


H

O

Equilíbrio químico para a aspirina em meio aquoso


O

CH3

H 2O O

Ka = 1,0 x 10–4

H

C

C

O

Lactato

O-

O

OH C

O–

OH

Ácido Láctico

+ H 3O +

2. A solubilização no meio biológico, que é essencialmente aquoso, é uma etapa importante para a absorção de fármacos a partir do trato gastrintestinal (estômago e intestino). Sabe-se que I. no estômago, o pH pode ter valores de 1,0 a 3,0; II. no intestino delgado, o pH pode ter valores de até 8,4; III. um dos mecanismos de absorção por meio das mucosas do estômago e do intestino baseia-se no fato de a molécula estar na sua forma neutra. Considere os fármacos aspirina e anfetamina, cujas fórmulas e equilíbrios em meio aquoso, em função da acidez do meio, são:

pois elas são moléculas neutras. A aspirina é preferencialmente absorvida no estômago, pois a concentração de H3O+ é elevada deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra.

7 = – log [H3O+] [H3O+] = 1,0 . 10–7 mol/L

O

10–4


C

CH3

[lactato] . 1,0 . 10–7 1,0 . 10–4 = ––––––––––––––––––– [ácido láctico]

O-

O

OH C O

C

H2O

CH3 O

H3O+

C O

O absorvida

A anfetamina é preferencialmente absorvida no intestino delgado, pois como → 2H O), o meio é alcalino, a concentração de H3O+ diminui (H3O+ + OH– ← 2 deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra. CH3 CH2

CH

CH3 H2O

CH2

NH3+

CH

H3O+

NH2 absorvida

– 35

QUÍMICA BE

MÓDULO


3. Um estudante conectou, por meio de uma mangueira, duas garrafas de água mineral, sendo uma com gás e outra sem. Por meio de um peagâmetro inserto na água com gás, ele acompanhou a variação de pH e pôde construir um gráfico registrando a variação de pH em função do tempo.

4. Em um laboratório químico, um aluno identificou três recipientes com as letras A, B e C. Utilizando água destilada (pH = 7), o aluno dissolveu quantidades suficientes para obtenção de soluções aquosas 0,1 mol/L de cloreto de sódio, NaCl, acetato de sódio, CH3COONa, e cloreto de amônio, NH4Cl, nos recipientes A, B e C, respectivamente. Após a dissolução, o aluno mediu o pH das soluções dos recipientes A, B e C. Os valores corretos obtidos foram, respectivamente, a) = 7, > 7 e < 7. b) = 7, < 7 e > 7. c) > 7, > 7 e > 7. d) < 7, < 7 e < 7. e) = 7, = 7 e < 7. RESOLUÇÃO: NaCl: não sofre hidrólise (pH = 7) – → CH COOH + OH– (pH > 7) CH3COO + HOH ← 3 + + → NH4 + HOH ← NH3 + H3O (pH < 7) Resposta: A

Com relação à garrafa não monitorada pelo peagâmetro, pode-se concluir que o gráfico que melhor representaria a variação de pH é:

5. Suspensões de sulfato de bário, devido à propriedade de serem opacas aos raios X, podem ser utilizadas como contraste em exames radiológicos, nos quais os pacientes ingerem uma dose constituída por 200 mL dessa suspensão. Os íons Ba2+ são tóxicos e a absorção de 10–2 mol desse íon pode ser fatal para um ser humano adulto. Calcule a quantidade de íons Ba2+ inicialmente dissolvida na suspensão e, considerando que todo o material em solução seja absorvido pelo organismo, verifique se o paciente corre o risco de morrer devido à intoxicação por esse cátion. Justifique sua resposta. Dado: Constante do produto de solubilidade do BaSO4 = 1 x 10–10. RESOLUÇÃO Determinação da concentração de íons Ba2+ na solução saturada de BaSO4. Seja s a solubilidade em mol/L:

H2O

BaSO4(s) ⎯⎯⎯→ Ba2+(aq) + SO2– 4 (aq) s s s –10 = s2 → s = 1 . 10–5mol/L Ks = [Ba2+] [SO2– 4 ] → 1 . 10

RESOLUÇÃO: Considere a garrafa 1 com gás (CO2 ) e a garrafa 2 sem gás. Após a conexão entre as duas garrafas, ocorre a passagem de gás da garrafa 1 para a garrafa 2 (difusão). Assim, a concentração de gás na garrafa 1 diminui e o pH aumenta, e na garrafa 2 a concentração de gás aumenta e o pH diminui. No equilíbrio, o pH fica constante. → H +(aq) + HCO –(aq) CO2(aq) + H2O(l) ← 3 pH = – log [H +] Para a garrafa 2, tem-se: [CO2(aq)] aumenta, [H +(aq)] aumenta, pH diminui QUÍMICA BE

Resposta: D

36 –

Cálculo da quantidade de íons Ba2+ em 200mL da solução saturada de BaSO4: 1 x 10–5 mol de Ba2+ ––––––– 1000 mL y ––––––– 200 mL 200 . 10–5 y = –––––––––– mol = 2 . 10–6 mol de Ba2+ 1000 O paciente não corre risco de morrer, pois a quantidade de íons Ba2+ é inferior a 10–2 mol.


MÓDULO

16

Tabela Periódica e Radioatividade

1. O cloreto de potássio, KCl, é um composto utilizado como fertilizante para plantas. Os íons K+ e Cl – apresentam raios iônicos respectivamente iguais a 138 pm e 181 pm, em que 1 pm = 10–12 m. O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um produto químico de grande importância industrial, decompondo-se quando exposto à luz. É usado em grande escala como alvejante para tecidos, papel e polpa de madeira. a) Faça uma estimativa dos raios atômicos do K e do Cl. Justifique a sua resposta. b) Escreva a equação da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio. Calcule a quantidade em mol de moléculas do gás produzido, na decomposição de 10 mols de moléculas de peróxido de hidrogênio. RESOLUÇÃO: a) Quando um átomo perde elétrons (transformando-se em cátion), seu raio diminui devido a uma maior atração do núcleo sobre os elétrons que restaram: >

K

K+

2. Os átomos dos elementos X, Y e Z apresentam as seguintes configurações eletrônicas no seu estado fundamental: X → 1s2 2s2 2p5 Y → 1s2 2s2 2p6 3s1 Z → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 É correto afirmar que: a) dentre os citados, o átomo do elemento X tem o maior raio atômico. b) o elemento Y é um metal alcalino e o elemento Z é um halogênio. c) dentre os citados, o átomo do elemento Z tem a maior afinidade eletrônica. d) o potencial de ionização do elemento X é menor do que o do átomo do elemento Z. e) o elemento Z pertence ao grupo 15 (V A) e está no quarto período da classificação periódica. RESOLUÇÃO: X → 1s2 2s2 2p5; grupo 17 (halogênio); 2.o período Y → 1s2 2s2 2p6 3s1; grupo 1 (metal alcalino); 3.o período

Podemos concluir que o raio atômico do potássio será maior que o raio do íon potássio: rK > 138pm

Z → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5; grupo 17 (halogênio); 4.o período A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica é:

Quando um átomo ganha elétrons (transformando-se em ânion), seu raio aumenta graças a uma maior repulsão entre os elétrons:

Cl

<

Cl –

Podemos concluir que o raio atômico do cloro será menor que o raio do íon cloreto: rCl < 181 pm

X apresenta maior afinidade eletrônica. A variação do potencial de ionização na tabela periódica é:

b) Decomposição do peróxido de hidrogênio: H2O2 ⎯→ H2O + 1/2O2 ↓ ↓ 1 mol –––––––––––– 0,5 mol x = 5 mols de moléculas de oxigênio 10 mol ––––––––––– x

QUÍMICA BE

X apresenta maior potencial de ionização. Resposta: B

– 37


3. (UFSCar) – O uso de isótopos radioativos, em Medicina, tem aumentado muito nos últimos anos, sendo o tecnécio-99 o mais usado em clínicas e hospitais brasileiros. O principal fornecedor desse isótopo é o Canadá, e problemas técnicos recentes em seus reatores resultaram em falta desse material no Brasil. Uma proposta alternativa para solucionar o problema no país foi substituir o tecnécio-99 pelo tálio201. O tálio-201 pode ser produzido a partir do tálio-203, bombardeado por próton (11p) acelerado em acelerador de partículas. O tálio-203 incorpora o próton acelerado e rapidamente se desintegra, formando chumbo-201 e emitindo nêutrons no processo. Posteriormente, o chumbo-201 sofre nova desintegração, formando Tl-201, um isótopo com meia-vida de 73 horas. Pede-se: a) Escreva a equação balanceada, que representa a reação nuclear para a produção de 201Pb, a partir do bombardeamento do 203Tl com prótons, segundo o processo descrito no enunciado dessa questão. b) Considerando que na amostra inicial de radiofármaco contendo 201Tl tem uma atividade radioativa inicial igual a A , e que pode 0 ser utilizada em exames médicos até que sua atividade se reduza a A0/4, calcule o período de tempo, expresso em horas, durante o qual essa amostra pode ser utilizada para a realização de exames médicos. Dados:

203 81Tl

= tálio-203;

204 82Pb

(sic) = chumbo-204;

201 1 1 82Pb = chumbo-201; 0n nêutron; 1p próton.

RESOLUÇÃO:

a)

203 Tl 81

+

1 p 1

→

201 Pb 82

b) t1/2 = 73h 73h A0 73h A0 ⎯→ –––– A0 ⎯→ –––– 2 4 Período de tempo = 146h

+ 3 10n

4. (UNIFESP) – No estudo do metabolismo ósseo em pacientes, pode ser utilizado o radioisótopo Ca-45, que decai emitindo uma partícula beta negativa, e cuja curva de decaimento é representada na figura.

A absorção deficiente de cálcio está associada a doenças crônicas como osteoporose, câncer de cólon e obesidade. A necessidade de cálcio varia conforme a faixa etária. A OMS (Organização Mundial da Saúde) recomenda uma dose de 1000 mg/dia na fase adulta. A suplementação desse nutriente é necessária para alguns indivíduos. Para isso, o carbonato de cálcio pode ser apresentado em comprimidos que contêm 625 mg de CaCO3. a) Determine a meia-vida do radioisótopo Ca-45 e escreva a equação do decaimento do Ca-45. b) Determine o número de comprimidos do suplemento carbonato de cálcio que corresponde à quantidade de cálcio diária recomendada pela OMS para um indivíduo adulto. Dados: massas molares em g/mol: Ca: 40, C: 12, O: 16 RESOLUÇÃO: a) Pelo gráfico, a atividade deste radioisótopo cai de 80kBq para 20 kBq em 320 dias, logo: P P 80 ⎯⎯→ 40 ⎯⎯→ 20 t = 2P (período de meia vida) 320 = 2P

P = 160 dias

Pela tabela periódica dada: 45 Ca 20

0 –1

⎯→ β +

45 X 21

b) A OMS recomenda uma dose diária de 1000 mg de cálcio e o comprimido tem 625 mg de CaCO3: 1 CaCO3 ⎯⎯⎯→ 1 Ca 100g –––––––– 40g 625mg –––––––– x 625 . 40 x = ––––––– 100 QUÍMICA BE

x = 250mg de cálcio em 1 comprimido 250mg ––––– 1 comprimido 1000mg ––––– y 1000 y = ––––– 250

38 –

y = 4 comprimidos

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Química

QUÍMICA D

Curso Extensivo – D

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QUÍMICA D

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QUÍMICA

Revisão MÓDULO

1

Estrutura do Átomo, Ligações Químicas RESOLUÇÃO: a) 2 KClO3(s) ⎯⎯→ Δ


S8(s) + 8 O2(g) ⎯⎯→8 SO2(g)

MODELOS Dalton

Thomson

Rutherford

+ átomo = bolinha

esfera positiva com elétrons incrustados

2 KCl(s) + 3 O2(g)

os elétrons giram ao redor do núcleo positivo

Bohr

2 Mg(s) + O2(g) ⎯⎯→2 MgO(s) b) A energia produzida nas reações de combustão excita os elétrons dos íons Cu2+, Mg2+ e Sr2+, promovendo-os para níveis energéticos mais distantes do núcleo. Ao retornarem a seus níveis de origem, devolvem aquela energia, agora em forma de luz, ao meio ambiente. A cor da luz depende da diferença de energia entre os níveis percorridos pelos elétrons.

2. Reescreva as seguintes equações químicas, utilizando estruturas de Lewis (fórmulas eletrônicas em que os elétrons de valência são representados por • ou x), tanto para os reagentes quanto para os produtos. a) H2 + F2

→ 2 HF

c) 2 Na0 + F2 → 2 Na+F– Dados:

órbita proibida

b) HF + H2O

→ H3O+ + F–

d) HF + NH3

→ NH4+F–

H

N

O

F

Na

número atômico

1

7

8

9

11

número de elétrons de valência

1

5

6

7

1

RESOLUÇÃO: • As fórmulas eletrônicas (Lewis) dos compostos são:

órbita permitida

órbitas circulares com energia constante

QUÍMICA D

1. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferentes eventos. Para que esses dispositivos funcionem, precisam ter em sua composição uma fonte de oxigênio, como o clorato de potássio (KClO3), combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono (C), além de agentes de cor como o SrCl2 (cor vermelha), o CuCl2 (cor verde esmeralda) e outros. Podem conter também metais pirofóricos como Mg que, durante a combustão, emite intensa luz branca, como a do flash de máquinas fotográficas. a) Escreva as equações químicas, balanceadas, que representam: – a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio diatômico; – a combustão do enxofre; – a combustão do magnésio. b) Considerando o modelo atômico de Rutherford-Bohr, como se explica a emissão de luz colorida pela detonação de fogos de artifício?

–1



4. As moléculas de amônia e de gás carbônico apresentam formas geométricas e polaridades bem distintas. Descreva essas características. Dados: 7N, 6C, 8O, 1H. RESOLUÇÃO: •• N amônia H

H

geometria molecular: pirimidal molécula polar

H gás carbônico O = C = O geometria molecular: linear molécula apolar

Reações no alto-forno (T = 1 600°C): 2C (s) + O2(g) → 2CO(g) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(l) + 3CO2(g) CaCO3 (s) + areia → escória (l) [CaSiO3 + CO2] Números atômicos: C = 6, O = 8, Si =14, Fe = 26. Quais são as duas propriedades intensivas do ferro e da escória que permitem aplicar a técnica de separação dos componentes da mistura bifásica? Quais os tipos de ligações químicas existentes no ferro e no dióxido de carbono? RESOLUÇÃO: Propriedades intensivas são aquelas que não dependem da quantidade de matéria. No alto-forno, tanto a escória como o ferro retirados encontram-se no estado líquido (fundidos). Podemos citar como propriedade intensiva a densidade, uma vez que a escória (menor densidade) flutua na superfície do ferro fundido (maior densidade). Outra propriedade intensiva é a solubilidade de um líquido no outro. Tratase de dois líquidos imiscíveis que formam um sistema heterogêneo. O ferro (Z = 26) é metal de transição e apresenta configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Os elementos carbono e oxigênio são não-metais, com as seguintes configurações: C(1s2 2s2 2p2) e O (1s2 2s2 2p4) No ferro, os átomos se unem por ligação metálica (tanto no estado sólido como no estado líquido). Temos íons positivos rodeados por um mar de elétrons (elétrons livres). No dióxido de carbono no estado gasoso, os átomos se unem por ligação covalente. O=C=O QUÍMICA D

2–

5. Nos pares de substâncias a seguir, indicar a de maior ponto de ebulição, justificando: a) H3C — CH2 — CH2 — CH2 — OH e 1-butanol H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 éter dietílico b) C2H6 e C8H18 etano octano RESOLUÇÃO: a) O 1-butanol tem maior ponto de ebulição, pois estabelece ponte de hidrogênio. b) O octano tem maior ponto de ebulição, pois tem maior cadeia (maior massa molecular).


MÓDULO

2

Soluções

1. No gráfico, encontra-se representada a curva de solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de soluto por 1000g de água).

2. O cloreto de potássio é solúvel em água e a tabela a seguir fornece os valores de solubilidade deste sal em g/100g de água, em função da temperatura. TEMPERATURA (°C) SOLUBILIDADE (g/100g H2O)

Solubilidade, g/1000g H2O

600 500 400

10

31,0

20

34,0

30

37,0

40

40,0

300 200 100 0

10 20 Temperatura, ºC

30

40

Para a obtenção de solução saturada contendo 200 g de nitrato de potássio em 500 g de água, a solução deve estar a uma temperatura, aproximadamente, igual a a) 12°C. b) 17°C. c) 22°C. d) 27ºC. e) 32°C.

Preparou-se uma solução de cloreto de potássio a 40°C dissolvendo-se 40,0g do sal em 100g de água. A temperatura da solução foi diminuída para 20°C e observou-se a formação de um precipitado. a) Analisando a tabela de valores de solubilidade, explique por que houve formação de precipitado e calcule a massa de precipitado formado. b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico ou exotérmico? Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO:

RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de nitrato de potássio em 1000g de H2O na solução saturada: 500g de H2O –––––––– 200g de KNO3 1000g de H2O –––––––– x x = 400g de KNO3

a)

Houve formação de precipitado, pois a solubilidade do cloreto de potássio a 20°C é menor do que a 40°C. Observe o esquema:

b)

A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico, pois a solubilidade desse sal aumenta com o aumento da temperatura da água.

Pelo gráfico, traçando as linhas de chamada, observamos que a temperatura do sistema deve ser da ordem de 27°C. (g/1000gH2O)

Massa do precipitado: 6g

400g

27ºC

T(ºC)

QUÍMICA D

Resposta: D

–3


3. Medicamentos, na forma de preparados injetáveis, devem ser soluções isotônicas com relação aos fluidos celulares. O soro fisiológico, por exemplo, apresenta concentração de cloreto de sódio (NaCl) de 0,9% em massa (massa do soluto por massa da solução), com densidade igual a 1,0 g·cm–3. a) Dada a massa molar do NaCl, em g·mol–1, 58,5, qual a concentração, em mol·L–1, do NaCl no soro fisiológico? Apresente seus cálculos. b) Quantos litros de soro fisiológico podem ser preparados a partir de 1L de solução que contém 27 g·L–1 de NaCl (concentração aproximada deste sal na água do mar)? Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO: a) Supondo que temos 1 L ou 1000 cm3 de soro: 1 g ––––– 1 cm3 x = 1000g → massa da solução x ––––– 1000 cm3 Cálculo da massa de NaCl na solução: 1000g –––––––––– 100% (solução) x –––––––––– 0,9% (só soluto)

x=9g

4. O ácido nítrico é um dos ácidos mais utilizados na indústria e em laboratórios químicos. É comercializado em diferentes concentrações e volumes, como frascos de 1 litro de solução aquosa, que contém 60% em massa de HNO3 (massa molar 63g/mol). Por se tratar de ácido forte, encontra-se totalmente na forma ionizada quando em solução aquosa diluída. É um líquido incolor, mas adquire coloração castanha quando exposto à luz, devido à reação de fotodecomposição. Nesta reação, o ácido nítrico decompõe-se em dióxido de nitrogênio, gás oxigênio e água. a) Escreva as equações químicas, devidamente balanceadas, da reação de fotodecomposição do ácido nítrico e da ionização do ácido nítrico em meio aquoso. b) A 20°C, a solução aquosa de ácido nítrico descrita apresenta concentração 13,0 mol/L. Qual é a densidade desta solução nessa mesma temperatura? Apresente os cálculos efetuados. RESOLUÇÃO: a) Fotodecomposição do ácido nítrico 2HNO3 → 2NO2 + 1/2 O2 + 1H2O

Cálculo da quantidade em mol de NaCl: 58,5g ––––––––– 1 mol de NaCl x = 0,1538 mol de NaCl 9g ––––––––– x Cálculo da concentração em mol/L: M = 0,154 mol/L RESOLUÇÃO ALTERNATIVA: C = 10 dp, C = M . M M . M = 10 dp ∴ M . 58,5 = 10 . 1,0 . 0,9 M = 0,1538 mol/L C = 10 . 1 . 0,9 ∴ C = 9g/L

Ionização do ácido nítrico em meio aquoso –

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 ou H2O – HNO3 ⎯⎯⎯→ H+ + NO3 b)

b) Concentração inicial = 27g/L:

Cálculo da massa de HNO3 em 1L de solução 1 mol de HNO3 ––––––––– 63g 13,0 mol de HNO3 ––––––––– x x = 819g de HNO3 Cálculo de massa da solução 819g ––––––– 60% y ––––––– 100% y = 1365g de solução Densidade da solução m(g) C = ––––– → logo: m = C . V, então, V(L) considerando que a solução final é o soro fisiológico, temos: C . V = C’ . V’ 27 . 1 = 9 . V’ V’ = 3L de soro fisiológico

QUÍMICA D

4–

m 1365g d = ––– = ––––– = 1365g/L = 1,365g/mL V 1L


5. Uma solução foi preparada com 17,5g de sulfato de potássio (K2SO4) e água suficiente para obter 500mL de solução. Determine a concentração em mol . L–1 dos íons potássio e dos íons sulfato na solução. Massas molares em g . mol–1: K = 39, S = 32, O = 16. RESOLUÇÃO: Cálculo da massa molar do K2SO4 : M = (2 . 39 + 1 . 32 + 4 . 16) g . mol–1 = 174 g.mol–1 Cálculo da quantidade de matéria do K2SO4 : 1 mol –––––––––– 174g x –––––––––– 17,5g x = 0,1 mol Cálculo da concentração em mol . L–1 do K2SO4 : 0,1 mol de K2SO4 –––––––– 0,5L de solução y –––––––– 1L de solução y = 0,2 mol ∴ M = 0,2 mol . L–1 Cálculo das concentrações dos íons: 2– K2SO4 ⎯⎯⎯⎯→ 2K+ + SO4 1 mol 2 mol 1 mol 0,2 mol . L–1 z w z = 0,4 mol . L–1

w = 0,2 mol . L–1

[K+] = 0,4 mol . L–1 2–

QUÍMICA D

[SO4 ] = 0,2 mol . L–1

–5


MÓDULO

3


1. A figura a seguir apresenta as curvas de pressão de vapor de três líquidos puros, 1, 2 e 3, em função da temperatura.

2. Dadas as soluções aquosas 1. 0,1 mol/L de glicose 2. 0,1 mol/L de cloreto de sódio a) Qual a solução em que o solvente tem maior temperatura de ebulição? Justifique. b) Qual a solução em que o solvente tem maior temperatura de congelação? Justifique. c) Qual solução tem maior pressão osmótica? RESOLUÇÃO: glicose(s) ⎯→ glicose(aq) 0,1 mol 0,1 mol/L

Considere que os líquidos estão submetidos à mesma pressão e analise as seguintes afirmações: I. Quando os líquidos estão em suas respectivas temperaturas de ebulição, a pressão de vapor do líquido 1 é maior que a dos líquidos 2 e 3. II. Quando se adiciona um soluto não volátil ao líquido 2, observase um aumento no seu ponto de ebulição. III. Na temperatura ambiente, o líquido 3 é o mais volátil. IV. A maior intensidade das forças intermoleculares no líquido 3 é uma explicação possível para o comportamento observado. Está correto apenas o que se afirma em a) I e II. b) I e IV. d) II e IV. e) III e IV.

c) II e III.

RESOLUÇÃO: I) Errada. Quando os líquidos estão em suas respectivas temperaturas de ebulição, a pressão de vapor é igual para os três líquidos. II) Correta. Esse fenômeno é denominado ebulioscopia. III) Errada. Na temperatura ambiente (25°C), o líquido 1 é o mais volátil. IV) Correta. Quanto maior a força intermolecular, menor a pressão de vapor e maior o ponto de ebulição. Resposta: D

QUÍMICA D

6–

NaCl(s) 0,1 mol

H2O ⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) 0,1 mol/L 0,1 mol/L total = 0,2 mol/L

a) Solução 2. Maior número de partículas dispersas. b) Solução 1. Menor número de partículas dispersas. c) Solução 2. Maior número de partículas dispersas. π = M R T i


70

67

60 50 líquido 40

sólido

30 20

gás

10

5,1 -60

-56

-40

-20

0

20

Temperatura (ºC)

25

Com base nas informações fornecidas pelo diagrama de fases para o CO2, é correto afirmar que a) o CO2 estará no estado líquido para qualquer valor de temperatura, quando sob pressão igual a 67 atm. b) o CO2 pode passar diretamente do estado sólido para o gasoso, quando a pressão for menor que 5,1 atm. c) haverá equilíbrio entre os estados líquido e gasoso para qualquer valor de pressão, quando sob temperatura igual a 25 ºC. d) as curvas representam as condições de temperatura e pressão em que existe uma única fase do CO2. e) há mais de um conjunto de condições de pressão e temperatura em que coexistem as três fases em equilíbrio. RESOLUÇÃO: Para pressão menor que 5,1 atm, aumentando a temperatura, o CO2 no estado sólido passa diretamente para o CO2 no estado gasoso (sublimação). O ponto que corresponde a 5,1 atm e – 56°C é chamado de ponto triplo, onde coexistem em equilíbrio os três estados físicos (sólido → ← líquido → ← gasoso). As curvas representam o estado de equilíbrio entre duas fases (S → ← L, L → ← V, S → ← V). Resposta: B

4. (UFSCar) – Um tipo de sapo do Sudeste da Ásia, Rana cancrivora, nasce e cresce em locais de água doce, tais como rios e lagos. Depois de atingir seu desenvolvimento pleno neste ambiente, o sapo adulto possui duas características marcantes. A primeira delas é ser dotado de uma pele com alta permeabilidade, que lhe permite trocar eficientemente O2 e CO2 gasosos, água e íons, entre seus tecidos e o meio aquático externo. A segunda característica é que na procura por alimentos ele se move para manguezais, onde o teor salino é muito mais elevado que o do seu meio aquático original. Para evitar os danos que poderiam resultar da mudança de ambientes, o sapo dispõe de recursos metabólicos, que podem envolver a diminuição da excreção de NaCl ou da ureia (H2N – CO – NH2) contidos em seu corpo, sendo que neste caso a ureia não sofre hidrólise. a) Supondo que o controle dos efeitos da mudança de ambiente fosse feito exclusivamente pela retenção de NaCl pelo organismo deste sapo, seria necessária a retenção de 2,63g de NaCl por 100 mililitros de líquido corporal. Se o controle fosse feito exclusivamente pela retenção de ureia pelo organismo deste sapo, calcule a quantidade, em gramas, de ureia por 100 mililitros de líquido corporal para obter o mesmo efeito de proteção que no caso do NaCl. b) Considerando outra espécie de sapo, cuja pele fosse permeável apenas ao solvente água, escreva o que ocorreria a este sapo ao se mover da água doce para a água salgada. Justifique sua resposta. Dados: massas molares: NaCl = 58,4 g mol–1; ureia = 60,0 g mol–1. RESOLUÇÃO: a) Cálculo da quantidade, em mols, contida em 2,63g de NaCl: n = 0,045mol de NaCl 2,63g m em 100mL de n = ––– ⇒ n = ––––––––– ⇒ 58,4g/mol M líquido corporal H2O NaCl(s) ⎯⎯⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) 0,045mol 0,045mol 0,045mol 144424443 0,090mol de partículas A ureia não sofre hidrólise. Logo, para obter o mesmo efeito de proteção que o NaCl, será necessário igual número de partículas dispersas em 100mL de líquido corporal (0,090mol): Quantidade, em gramas, de ureia: m m n = ––– ⇒ 0,090mol = ––––––––– ⇒ M 60,0g/mol

m = 5,40g

Serão necessários 5,40g de ureia. b) Ao se mover da água doce para a salgada, por osmose haveria perda de água do sapo em virtude da maior concentração de partículas dispersas no meio externo que é hipertônico com relação aos seus tecidos.

QUÍMICA D

Pressão (atm)

3. O dióxido de carbono tem diversas e importantes aplicações. No estado gasoso, é utilizado no combate a incêndios, em especial quando envolvem materiais elétricos; no estado sólido, o denominado gelo seco é utilizado na refrigeração de produtos perecíveis, entre outras aplicações. A figura apresenta um esboço do diagrama de fases para o CO2.

–7


MÓDULO

4

Termoquímica

1. Se todo o calor obtido pela combustão de 0,10 mol de metano fosse aproveitado no aquecimento de 1,0 x 103g de água inicialmente a 10°C, qual seria a temperatura final da água? Dados: CH4(g) + 2O2(g) → 2H2O(l) + CO2(g) ΔH = – 200kcal/mol de CH4

3. O gás cloro, Cl2, é altamente tóxico, pois, ao ser inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando HCl, ácido clorídrico, capaz de provocar graves lesões internas, conforme a seguinte reação: Cl2(g) + H2O(g) ⎯→ HCl(g) + HClO(g) Calcular a variação de entalpia, para a reação acima, sendo dadas as energias de ligação.

Calor específico da água = 1,0 cal g–1 grau1– RESOLUÇÃO: Na queima de 1 mol de CH4, obtêm-se 200kcal, portanto, o calor liberado na queima de 0,1 mol será 20kcal ou 20.000cal. Q = m c Δt 20.000 = 1000 . 1 . Δt 20.000 Δt = ––––––– ∴ Δt = 20°C 1.000

Ligação

Energia de ligação (kJ/mol) a 25°C e 1 atm

Cl — Cl

243

H—O

464

H — Cl

431

Cl — O

205

Δt = tfinal – tinicial 20 = tfinal – 10

RESOLUÇÃO: O / \ Cl — Cl + H H

Resposta: tfinal = 30°C

2. (UNESP) – Sob certas circunstâncias, como em locais sem acesso a outras técnicas de soldagem, pode-se utilizar a reação entre alumínio (Al) pulverizado e óxido de ferro (Fe2O3) para soldar trilhos de aço. A equação química para a reação entre alumínio pulverizado e óxido de ferro (III) é: 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s) O calor liberado nessa reação é tão intenso que o ferro produzido é fundido, podendo ser utilizado para soldar as peças desejadas. Conhecendo-se os valores de entalpia de formação para o Al2O3(s) = –1676 kJ/mol e para o Fe2O3(s) = –824 kJ/mol, nas condições padrão (25ºC e 1 atmosfera de pressão), calcule a entalpia dessa reação nessas condições. Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO 2 Al(s) + ΔH0f = zero

Fe2O3(s) kJ ΔH0f = – 824 –––– mol

→

Al2O3(s) kJ ΔH0f = – 1676 –––– mol

2Fe(s) ΔH0f = zero

kJ ∑ΔH0f = – 824 –––– mol

kJ ∑ΔH0f = – 1676 –––– mol

reagentes

produtos

QUÍMICA D

kJ kJ ΔHreação = ∑ΔH0f – ∑ΔH0f = – 1676 –––– – (– 824 –––– ) mol mol produtos

reagentes

kJ ΔHreação = – 852 –––– mol

8–

+

⎯→

ligações rompidas 1Cl — Cl : 1 . 243kJ 2H — O : 2 . 464kJ –––––––––––––––––––– Total: 1171kJ ΔH = + 1171kJ – 1100kJ

ΔH = + 71kJ

O / \ H — Cl + H Cl ligações formadas 1H — Cl : 1(– 431kJ) 1H — O : 1(– 464kJ) 1O — Cl : 1(– 205kJ) –––––––––––––––––––– Total: –1100kJ


Sn(s) + O2 (g)

-286 kJ/mol H

SnO(s) + 0,5 O2 (g)

-581 kJ/mol SnO2 (s)

Assim, a formação do SnO(s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de entalpia de – 286kJ/mol. a) Calcule a variação de entalpia (ΔH1) correspondente à decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a 298K e 1 bar. b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia (ΔH2) da reação entre o óxido de estanho (II) e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho (IV), a 298K e 1 bar. RESOLUÇÃO: a) SnO2(s) → Sn(s) + O2(g) Através do diagrama, o valor do ΔH1 é + 581kJ/mol b) SnO(s) + ½O2(g) → SnO2(s) Pelo diagrama, temos: – 581kJ = – 286kJ – x x = – 295kJ ΔH2 = – 295kJ

5. O cultivo da cana-de-açúcar faz parte da nossa história, desde o Brasil Colônia. O açúcar e o álcool são seus principais produtos. Com a crise mundial do petróleo, o incentivo à fabricação de carros a álcool surgiu, na década de 1970, com o Proálcool. Esse Programa Nacional acabou sendo extinto no final da década de 1990. Um dos pontos altos nas discussões em Joanesburgo sobre desenvolvimento sustentável foi o pacto entre Brasil e Alemanha para investimento na produção de carros a álcool. a) Escreva a equação de combustão do etanol, devidamente balanceada. Calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações: ΔH f (kJ/mol) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) – 394 H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) – 286 2 C (s) + 3 H2 (g) +1/2 O2 (g) → C2H5OH (l) – 278 b) A reação de combustão do etanol é endotérmica ou exotémica? Justifique. RESOLUÇÃO: a) A equação de combustão completa do etanol pode ser expressa por: C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Cálculo do ΔH de combustão a partir da Lei de Hess: Inverter a equação III: C2H5OH(l) → 2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2(g) ΔH = + 278kJ Multiplicar a equação I por 2: 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH = – 788kJ Multiplicar a equação II por 3: 3 3H2(g) + –– O2(g) → 3H2O(l) ΔH = – 858kJ 2 ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH = – 1368kJ b) A reação é exotérmica, pois o ΔH é negativo.

QUÍMICA D

4. As variações de entalpia (ΔH) do oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298K e 1 bar, estão representadas no diagrama a seguir.

–9


MÓDULO

5

Oxidorredução – Eletroquímica

1. Em leite adulterado, é comum encontrar peróxido de hidrogênio (H2O2), substância adicionada pelo fraudador com a finalidade de diminuir o desenvolvimento de micro-organismos provenientes de manipulação e estocagem inadequadas do produto. Um teste simples para a detecção dessa substância consiste em gotejar solução aquosa de iodeto de potássio em uma amostra acidificada do leite a ser analisado. Caso contenha H2O2, a amostra adquirirá coloração amarelada devido à formação de iodo, uma molécula diatômica.Escreva a equação química que representa a reação entre o peróxido de hidrogênio e o iodeto em meio ácido, com produção de iodo e água, apresentando os números de oxidação para o iodo no reagente (íon iodeto) e no produto (iodo molecular). RESOLUÇÃO: A equação química que representa a reação entre o peróxido de hidrogênio e o iodeto em meio ácido com produção de iodo e água é: 1–

H2O2

+

1– I–

0

+

redução Δ = 1 oxidação Δ = 1 redução:

oxidação:

H2O2: e– = 1 . 2 = 2

1

e– = 1 . 2 = 2

1

I2:

1H2O2 + 2I– + 2H+ → 1I2 + 2H2O I–: Nox do I no íon iodeto = 1 –

2–

H+ → I2 + H2O

2. Com a entrada em vigor, em 2008, da Lei Seca no Brasil, a quantidade de álcool ingerido passou a ser medida pela polícia por meio da determinação do teor de álcool presente no ar exalado pelo motorista investigado.A determinação do teor alcoólico é feita por meio do etilômetro, que consiste numa célula eletroquímica que gera corrente elétrica quando álcool etílico está presente no ar exalado, devido à ocorrência da reação global representada a seguir: 2CH3CH2OH(g) + O2(g) → 2CH3CHO(g) + 2H2O(l) Durante o teste, o motorista investigado sopra através de um tubo para o interior do aparelho, no qual há dois eletrodos de platina separados por eletrólito, que permite a passagem dos íons H+. Se houver álcool presente no ar exalado pelo motorista, no primeiro eletrodo de platina ocorre a semirreação na qual o etanol é convertido em etanal, com a liberação de íons H+ e elétrons. Os elétrons liberados passam pelo circuito elétrico externo, gerando uma corrente proporcional à quantidade de álcool contido no ar exalado. Os íons H+, por sua vez, atravessam o eletrólito e, no outro eletrodo de platina, reagem com o O2 e com os elétrons que passaram pelo circuito externo, formando água. Com base nessas informações sobre o etilômetro, escreva e identifique as equações químicas que correspondem às semirreações de oxidação e de redução que ocorrem nesse processo. RESOLUÇÃO: Semirreação de oxidação: etanol é convertido em etanal com liberação de H+ e elétrons: CH3CH2OH → CH3CHO + 2H+ + 2e– etanol etanal ou

2CH3CHO + 4H+ + 4e–

2CH3CH2OH

I2: Nox do I no iodo molecular = 0

H

— —

—

O CH3 — C

—

—

CH3 — C — OH

H

H oxidação

1–

1+

Semirreação de redução: íons H+ reagem com o O2 e com os elétrons, formando H2O. 2H+ + ½ O2 + 2e– → H2O ou 4H+ + O2 + 4e– → 2H2O

O2 0 QUÍMICA D

10 –

H2O redução

–2


3. Dentre os elementos, há alguns com grande tendência à oxidação, como sódio, enquanto outros, como platina, são muito resistentes à oxidação. Um valor que indica a tendência à oxidação ou à redução é o potencial padrão de redução, E0, que pode ser obtido experimentalmente e é representado em semirreações, como exemplificado a seguir: Li+ + e– = Li E0 = –3,04V Ag+ + e– = Ag E0 = 0,80V. Em reações de oxidação e redução, há fluxo de elétrons e, quando isso gera energia, forma-se uma pilha, fonte de energia bastante comum nos dias de hoje. Considere uma pilha formada a partir de lítio e prata em seus estados de oxidação mais comuns. a) Escreva a equação global da reação dessa pilha. b) Calcule a diferença de potencial desta pilha, em condições padrão.

a) Indique as substâncias formadas no anodo e no catodo. Justifique. b) Qual deve ser o mínimo potencial aplicado pela bateria para que ocorra a eletrólise? Justifique. RESOLUÇÃO: a) As semirreações que ocorrem na eletrólise são: polo 䊞 (catodo): Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) polo 䊝 (anodo): 2Cl –(aq) → 2e – + Cl2(g) No catodo (onde ocorre a redução), temos a formação do metal níquel e no anodo (onde ocorre a oxidação), a formação do gás cloro. b) Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) –0,24V 2Cl –(aq) → 2e– + Cl2(g) –1,36V _______________________________________ Ni2+(aq) + 2Cl –(aq) → Ni(s) + Cl2(g) –1,60V O mínimo potencial aplicado pela bateria para que ocorra a eletrólise é 1,60V.

RESOLUÇÃO: a) O cátion Ag+ vai sofrer redução, pois tem maior potencial de redução, enquanto o metal Li sofre oxidação, pois tem maior potencial de oxidação. anodo: Li ⎯⎯→ Li+ + e– E0oxi = 3,04V catodo: Ag+ + e– ⎯⎯→ Ag E0red = 0,80V equação : Li + Ag+ ⎯⎯→ Li+ + Ag ΔE0= 3,84V global b) ΔE0 = 3,84V

5. A superfície de uma peça metálica foi cromada por meio da eletrólise de 500 mL de uma solução aquosa, contendo íons Cr3+ em concentração de 0,1 mol/L. a) Escreva a equação da semirreação em que íons de cromo são transformados em cromo metálico. b) Sendo 1 faraday a carga elétrica de 1 mol de elétrons, e considerando rendimento de 100%, que carga elétrica é necessária para eletrolisar todo o cromo presente na solução? RESOLUÇÃO a) Cr3+(aq) + 3e– ⎯⎯→Cr0(s) b) Cálculo da quantidade de íons Cr3+: 0,1 mol de Cr3+ –––––– 1000 mL x mol de Cr3+ –––––– 500 mL ⇒ x = 0,05 mol de Cr3+

1 mol de e– –––––– 1 faraday 0,15 mol de e– –––––– z faraday z = 0,15 faraday Nota: Um faraday equivale a aproximadamente 96 500C. Em coulomb, a carga elétrica seria 0,15 x 96 500C = 14 475C

São dados as semirreações de redução e seus respectivos potenciais: Cl2(g) + 2e– → 2Cl –(aq) E0 = + 1,36 V 2+ – Ni (aq) + 2e → Ni(s) E0 = – 0,24 V

– 11

QUÍMICA D

4. A figura apresenta a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de níquel(II), NiCl2.

3 mol de e– –––––– 1 mol de Cr3+ y mol de e– –––––– 0,05 mol de Cr3+ y = 0,15 mol de e–


MÓDULO

6

Substância e Mistura, Leis das Combinações Químicas


Experimento 2: Com os três solventes, foram preparadas três misturas binárias. Verificou-se que os três solventes eram miscíveis e que não reagiam quimicamente entre si. Sabe-se, ainda, que somente a mistura (I + III) é uma mistura azeotrópica. a) Coloque os solventes em ordem crescente de pressão de vapor. Indique um processo físico adequado para separação dos solventes na mistura (I + II). b) Esboce uma curva de aquecimento (temperatura x tempo) para a mistura (II + III), indicando a transição de fases. Qual é a diferença entre as misturas (II + III) e (I + III) durante a ebulição? RESOLUÇÃO: a) O solvente mais volátil apresenta maior pressão de vapor, assim a ordem crescente de volatilidade dos solventes é: I < III < II. Um método para separar os solventes da mistura (I + II) seria a destilação fracionada. b) Curva de aquecimento para a mistura (II + III):


QUÍMICA D

12 –

2. (UFSCar) – Uma das fontes de poluição ambiental gerada pelas atividades de um posto de gasolina é o efluente resultante de lavagem de veículos. Este efluente é uma mistura que contém geralmente água, areia, óleo e sabão. Para minimizar a poluição ambiental, antes de ser lançado na rede de esgoto, esse efluente deve ser submetido a tratamento, cujo processo inicial consiste na passagem por uma “caixa de separação”, esquematizada na figura que se segue.

Sabendo-se que água e sabão formam uma única fase, e que os óleos empregados em veículos são menos densos e imiscíveis com esta fase (água + sabão), pede-se: a) Escreva os nomes dos componentes desse efluente que se acumulam nos espaços 1 e 2. b) Escreva o nome do processo responsável pela separação dos componentes do efluente nos espaços 1 e 2 RESOLUÇÃO: a) Espaço 1: O componente que se acumula é a areia, que, por ser o mais denso entre todos os outros componentes, sedimenta-se nesse recipiente. Espaço 2: O componente que se acumula é o óleo, que, por ser menos denso que a mistura água + sabão, fica retido no topo desse recipiente. b) Como a propriedade que determina a separação dessa mistura nos espaços 1 e 2 é a densidade, o nome desse processo é a decantação.


3. (UNICAMP) – Depois das 19 horas, os convidados começaram a chegar. Dina os recepcionava no bar, onde havia dois baldes: um deles com gelo e o outro com gelo seco. Dina bradava aos quatro cantos: “Isso faz a festa tornar-se mais química, já que esses sólidos serão usados para resfriar as bebidas!” Para cada bebida, Estrondosa escolhia o sólido mais apropriado. Curiosamente alguém pediu duas doses iguais de uísque, uma com gelo e outra com gelo seco, mas colocou os copos em uma mesa e não consumiu as bebidas. Passado um certo tempo, um colega de faculdade resolveu verificar se Dina ainda era a “sabichona” de antigamente, e foi logo perguntando: a) “Esses sólidos, quando colocados nas bebidas, sofrem transformações. Que nomes são dados para essas duas transformações? E por que essas transformações fazem com que as bebidas se resfriem?” b) “Dina, veja essas figuras e pense naqueles dois copos de uísque que nosso amigo não bebeu. Qual copo, da situação inicial, corresponde ao copo d da situação final? Em algum dos copos, a concentração final de álcool ficou diferente da concentração inicial? Por quê?” Obs.: considerar a figura para responder ao item b.

4.

O fluxograma acima representa o processo de separação da mistura de água, óleo, areia e sulfato de cobre. Sabe-se que o sulfato de cobre não é solúvel em óleo e que está completamente dissolvido na água. Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre misturas, indique: a) Os processos de separação de misturas que foram utilizados. b) Equacione a reação de neutralização que leva à formação do sal presente na mistura. RESOLUÇÃO: a) I. Filtração. II. Decantação. III. Evaporação / destilação. b) H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

5. Numa primeira experiência, colocando-se 2,4g de magnésio em presença de 9,1g de cloro, verifica-se a formação de 9,5g de cloreto de magnésio com um excesso de 2g de cloro. Numa segunda experiência, adicionando-se 5g de magnésio a 14,2g de cloro, formam-se 19g de cloreto de magnésio com 0,2g de magnésio em excesso. Verificar se os resultados estão de acordo com as Leis de Lavoisier e de Proust. RESOLUÇÃO: A reação da experiência é: magnésio

+

cloro

→ cloreto de magnésio

1.ª experiência

2,4g

9,1 – 2g = 7,1g

9,5g

2.ª experiência

5g – 0,2g = 4,8g

14,2g

19,0g

LAVOISIER: obedece PROUST: obedece

{

1.ª exp.: 2,4g + 7,1g = 9,5g 2.ª exp.: 4,8g + 14,2g = 19,0g

QUÍMICA D

RESOLUÇÃO: a) Com gelo: fusão: H2O(s) → H2O(l). Com gelo seco: sublimação: CO2(s) → CO2(g) Esses processos são endotérmicos, absorvendo o calor das bebidas, resfriando-as, portanto. b) O copo x na situação inicial continha gelo seco, que é mais denso que a bebida e que, ao sublimar, faz com que o nível de bebida no copo fique mais baixo, copo d. No copo c, a concentração de álcool diminuiu, pois a fusão do gelo aumenta o volume da solução e, consequentemente, a dilui. Note que no copo y, o gelo não faz parte da solução.

{

2,4g 7,1g 9,5g ––––– = –––––– = –––––– = constante = 0,5 4,8g 14,2g 19,0g

– 13


MÓDULO

7

Funções Orgânicas e Isomeria




Duas das funções orgânicas encontradas na estrutura dessa droga são a) cetona e amina. b) cetona e éter. c) amina e éter. d) amina e éster. e) amida e éster. RESOLUÇÃO: A estrutura, a seguir, apresenta as funções: RESOLUÇÃO: a) Os grupos funcionais presentes na vanilina, cuja fórmula estrutural está representada abaixo, são:

Resposta: C

b) Os grupos funcionais presentes na carvona são:

QUÍMICA D

14 –


3. Associe de cima para baixo: OH

H3C — C

H2C = C — H

—

1.

—

— —

O


H 2. H3C — CH — CH3 e | OH


H3C — CH2 — CH2 — OH CH2 3. H2C = CH—CH3 e H2C — CH2

( ) tautômeros

4. H3C — O— CH2 — CH2 — CH3 e H3C — CH2 —O — CH2 — CH3


4. As abelhas rainhas produzem um feromônio cuja fórmula é apresentada a seguir. O || CH3 — C — (CH2)5 — CH = CH — COOH a) Forneça o nome de duas funções orgânicas presentes na molécula deste feromônio. b) Sabe-se que um dos compostos responsáveis pelo poder regulador que a abelha rainha exerce sobre as demais abelhas é o isômero trans deste feromônio. Forneça as fórmulas estruturais dos isômeros cis e trans e identifique-os. RESOLUÇÃO: a) O feromônio:

OH CH3

RESOLUÇÃO: 5, 4, 1, 2, 3

e

CH2 — OH


possui as funções cetona e ácido carboxílico. b) Os isômeros cis e trans são:

Obs.: As condições para que uma substância apresente isomeria cis-trans é possuir dupla ligação entre átomos de carbono e ligantes diferentes entre si em cada carbono da dupla.

QUÍMICA D

5.

– 15


5. O ibuprofen é um anti-inflamatório muito usado.

Sobre este composto, é correto afirmar que a) sua fórmula molecular é C13H18O2. b) não tem carbono assimétrico. c) pertence à função amina. d) apresenta cadeia heterocíclica saturada. e) tem massa molar igual a 174 g/mol. Dados: Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1 e O = 16. RESOLUÇÃO: O ibuprofen:

6. Moléculas que apresentam carbono quiral são muito comuns na natureza. Para os organismos vivos, a quiralidade é particularmente importante, pois uma molécula que apresenta imagem especular pode provocar um efeito fisiológico benéfico, enquanto a que representa sua imagem no espelho pode ser inerte ou provocar problemas de saúde. Na síntese de medicamentos, a existência de carbono quiral é sempre uma preocupação, pois embora duas moléculas possam ter a mesma fórmula molecular, apenas uma delas poderá ser ativa. O naproxeno, cuja molécula é representada a seguir, é o princípio ativo de um antiinflamatório. Seu enanciômero não apresenta efeito sobre a inflamação e ainda pode provocar problemas no fígado.

Indique o carbono quiral e identifique as funções presentes nessa molécula. RESOLUÇÃO: Considere a fórmula estrutural:

tem fórmula molecular C13H18O2, possui um átomo de carbono assimétrico, pertence à função ácido carboxílico, possui cadeia aromática e tem massa molar 206 g/mol. Resposta: A

O carbono quiral ou assimétrico está indicado com asterisco. As funções presentes no naproxeno são: éter e ácido carboxílico.

QUÍMICA D

16 –


8




Reação de substituição:

Reação de Adição:

| | | | — C — C — H + AA → — C — C — A + HA | | | |

A B A B | | + AB | | —C≡C— +AB → —C =C — ⎯⎯→ — C — C — | | A B

ordem de substituição: C3ário > C2ário > C1ário 1. Escreva as fórmulas estruturais dos compostos alcanoclorados obtidos pela reação entre o 2-metilbutano e o gás cloro. RESOLUÇÃO: CH3 — CH — CH2 — CH3 + Cl2 ⎯→ | CH3 Cl Cl | | CH2 — CH — CH2 — CH3; CH3 — C — CH2 — CH3; | | CH3 CH3 Cl Cl | | CH3 — CH — CH — CH3; CH3 — CH — CH2 — CH2 | | CH3 CH3

Regra de Markovnikov: H entra no C da dupla ou tripla mais hidrogenado. 2. Dois isômeros estruturais são produzidos quando brometo de hidrogênio reage com 2-penteno. a) Dê o nome e as fórmulas estruturais dos dois isômeros. b) Qual é o nome dado a este tipo de reação? Se fosse 2-buteno no lugar de 2-penteno, o número de isômeros estruturais seria o mesmo? Justifique. RESOLUÇÃO: a) A reação de brometo de hidrogênio com 2-penteno produz dois isômeros estruturais (isomeria plana): 2CH3 — CH = CH — CH2 — CH3 + 2HBr → → CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH3 +

|

Br 2-bromopentano + CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH3

|

Br 3-bromopentano b) É uma reação de adição. Se a reação fosse com 2-buteno, formar-se-ia apenas o 2-bromobutano (o 2-buteno é simétrico com relação à dupla ligação). CH3 — CH = CH — CH3 + HBr → CH3 — CH — CH2 — CH3

|

Br 2-bromobutano

QUÍMICA D

MÓDULO

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3. O que ocorreu com a seringueira, no final do século XIX e início do XX, quando o látex era retirado das árvores nativas sem preocupação com o seu cultivo, ocorre hoje com o pau-rosa, árvore típica da Amazônia, de cuja casca se extrai um óleo rico em linalol, fixador de perfumes cobiçado pela indústria de cosméticos. Diferente da seringueira, que explorada racionalmente pode produzir látex por décadas, a árvore do pau-rosa precisa ser abatida para a extração do óleo da casca. Para se obter 180 litros de essência de pau-rosa, são necessárias de quinze a vinte toneladas dessa madeira, o que equivale à derrubada de cerca de mil árvores. Além do linalol, outras substâncias constituem o óleo essencial de pau-rosa, entre elas:

Considerando as fórmulas estruturais das substâncias I, II e III, classifique cada uma quanto à classe funcional a que pertencem. Represente a estrutura do produto da adição de 1 mol de água, em meio ácido, também conhecida como reação de hidratação, à substância alfaterpineol. RESOLUÇÃO:

A reação de hidratação da substância alfa-terpineol é:

QUÍMICA D

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4. Grupos ligados ao anel benzênico interferem na sua reatividade. Alguns grupos tornam as posições orto e para mais reativas para reações de substituição e são chamados orto e para dirigentes, enquanto outros grupos tornam a posição meta mais reativa, sendo chamados de meta dirigentes. •

2.ª Etapa – Dicloração

Grupos orto e para dirigentes: – Cl, – Br, – NH2, – OH, – CH3

•

Grupos meta dirigentes: – NO2, – COOH, – SO3H

As rotas sintéticas I, II e III foram realizadas com o objetivo de sintetizar as substâncias X, Y e Z, respectivamente.

(III) 1.ª Etapa – Reação do benzeno com cloreto de metila (Friedel Crafts) na presença de catalisador (AlCl3)

2.ª Etapa – Nitração do tolueno

Escreva as fórmulas estruturais dos produtos intermediários e de X, Y e Z. RESOLUÇÃO: (I)

1.ª Etapa – Nitração do benzeno na presença de catalisador (H2SO4)

2.ª Etapa – Cloração do nitrobenzeno na presença de AlCl3 como catalisador.

QUÍMICA D

(II) 1.ª Etapa – Monocloração do benzeno na presença de catalisador (AlCl3)

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5. Uma das principais fontes de energia térmica utilizadas atualmente no Estado de São Paulo é o gás natural proveniente da Bolívia (constituído principalmente por metano). No entanto, devido a problemas políticos e econômicos que causam eventuais interrupções no fornecimento, algumas empresas estão voltando a utilizar o GLP (gás liquefeito de petróleo, constituído principalmente por butano). Forneça as equações químicas para a combustão de cada um desses gases e calcule os volumes de cada um deles que produzem 22,4 litros de CO2. RESOLUÇÃO: Combustão do gás natural (principalmente metano): CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) Combustão do GLP (principalmente butano): C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) Admitindo que os gases formados e os gases reagentes se encontrem na mesma temperatura e pressão, a proporção em mols é igual à proporção volumétrica. Para o gás natural, teremos: produz 1V de CH4 ⎯⎯⎯⎯→ 1V de CO2 x ⎯⎯⎯⎯→ 22,4L de CO2 x = 22,4L de CH4 Para o gás liquefeito de petróleo, teremos: 1V de C4H10 ⎯⎯⎯⎯→ 4V de CO2 y ⎯⎯⎯⎯→ 22,4L de CO2 y = 5,6L de C4H10

QUÍMICA D

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Reações Orgânicas II 3. O éster etanoato de octila é a substância responsável pelo aroma característico das laranjas, podendo ser sintetizada em uma única etapa de síntese. Apresente a equação para a reação de produção do éster etanoato de octila, empregando como reagentes um álcool e um ácido carboxílico. RESOLUÇÃO: A reação entre ácido carboxílico e álcool é chamada de esterificação. O éster etanoato de octila é obtido a partir da reação: O

— —

1. Quando o etanol é posto em contato com o ácido sulfúrico, a quente, ocorre uma reação de desidratação, e os produtos formados estão relacionados à temperatura de reação. A desidratação intramolecular ocorre a 170°C e a desidratação intermolecular a 140°C. Os produtos da desidratação intramolecular e da intermolecular do etanol são, respectivamente, a) etano e etoxieteno. b) eteno e etoxietano. c) etoxieteno e eteno. d) etoxietano e eteno. e) etoxieteno e etano.

—

H3C — C

RESOLUÇÃO: Desidratação intramolecular: H OH | | H2SO4 H2C — CH2 ⎯⎯⎯⎯→ H2C = CH2 + H2O 170°C Eteno

+ HO — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

OH ácido etanóico

1-octanol

— —

O

—

H2O + H3C — C

O — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

Desidratação intermolecular: H2SO4 H3C — CH2 — OH + H O — CH2 — CH3 ⎯⎯⎯⎯→ 140°C

etanoato de octila

H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 + H2O Etoxietano Resposta: B

Lembrete: Questão 4 2. A reação química entre um ácido carboxílico e um álcool é chamada de esterificação. Nessa reação, forma-se também água, devido à saída de um H do grupo OH do álcool e o grupo OH do ácido, como indica o exemplo — —

O + HO — CH2 — CH3

—

H3C — C

I) Oxidação enérgica de alceno com KMnO4 ou K2Cr2O7 em meio ácido (H2SO4) [O] R — C = C — R ⎯→ R — C = O + O = C —R | | H+ | | H R OH R II) Ozonólise de alceno R — C = C —R + O3 + H2O ⎯→ R—C = O + O = C —R | | | | H R H R

OH

—

+ H2O

O — CH2 — CH3

Complete a equação a seguir e dê o nome do composto orgânico formado. — —

O + HO — CH3

—

H3C — CH2 — C

OH

4. Complete as equações a seguir: [O] a) H3C — C = C — CH2 — CH3 ⎯⎯⎯→ | | H+ H CH3 b) H3C — C = C — CH3 + O3 + H2O ⎯⎯⎯→ | | H CH3 RESOLUÇÃO: O

RESOLUÇÃO:

e

O || H3C — C — CH2 — CH3

e

O || H3C — C — CH3

— —

O + H O — CH3

—

H3C — CH2 — C

a) H3C — C

QUÍMICA D

— —

O

H 3C — C

OH

OH O

O

— —

—

H3C — CH2 — C

O — CH3

+ H2O

b) H3C — C H

propanoato de metila

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Lembrete: Questão 5 Oxidação de álcoois com KMnO4/H2SO4 [O] [O] álcool 1ário ⎯⎯→ aldeído ⎯⎯→ ácido carboxílico [O] álcool 2ário ⎯⎯→ cetona [O] álcool 3ário ⎯⎯→ não há reação 5. Complete as equações a seguir. [O] H3C — CH2 — OH ⎯⎯⎯→

[O] ⎯⎯⎯→

etanol OH | [O] H3C — C — CH3 ⎯⎯→ | H 2-propanol RESOLUÇÃO: O [O] H3C — CH2 — OH ⎯⎯→ H3C — C – H2O O

etanal

[O] ⎯⎯→ H

→ H3C — C

6. A chamada “lei seca” foi criada para tentar diminuir o número de acidentes envolvendo veículos automotores, procurando evitar que sejam conduzidos por motoristas alcoolizados. Para uma fiscalização eficaz, o chamado bafômetro é utilizado nas operações de policiamento nas cidades e rodovias do país. Os primeiros equipamentos desse tipo eram constituídos por tubos em cujo interior havia dicromato de potássio e ácido sulfúrico, imobilizados em sílica. Ao soprar no tubo, o ar exalado pela pessoa entra em contato com esses reagentes, e, caso tenha consumido álcool, seus vapores reagem segundo a equação química: 3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O sendo detectado devido à coloração verde, característica do Cr2(SO4)3 produzido. É correto afirmar que, na reação que ocorre no bafômetro, o etanol é a) hidrolisado. b) desidratado pelo H2SO4. c) reduzido pelo H2SO4. d) reduzido pelo K2Cr2O7. e) oxidado pelo K2Cr2O7. RESOLUÇÃO: 3C2H5OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → → 3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O No processo, o etanol (redutor) é oxidado a ácido acético:

OH ácido etanoico OH O | || [O] H3C — C — CH3 ⎯⎯→ H3C — C — CH3 | – H2O H propanona

C2H5OH

-2

C2H4O2

Oxidação

0

e o dicromato de potássio (oxidante) é reduzido a sulfato de crômio (III): K2Cr2O7

+6

Cr2(SO4)3

Redução

+3

No bafômetro, o etanol é oxidado pelo K2Cr2O7. Resposta: E

QUÍMICA D

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Polímeros – Bioquímica

1. As garrafas PET são um dos problemas de poluição citados por ambientalistas; sejam depositadas em aterros sanitários ou até mesmo jogadas indiscriminadamente em terrenos baldios e cursos d’água, esse material leva cerca de 500 anos para se degradar. A reciclagem tem sido uma solução válida, embora ainda não atinja nem metade das garrafas PET produzidas no país. Pesquisadores brasileiros estudam o desenvolvimento de um plástico obtido a partir das garrafas PET, que se degrada em apenas 45 dias. O segredo para o desenvolvimento do novo polímero foi utilizar em sua síntese um outro tipo de plástico, no caso um poliéster alifático, para acelerar o processo de degradação. O polímero PET, poli(tereftalato de etileno), é obtido a partir da reação do ácido tereftálico com etilenoglicol na presença de catalisador e em condições de temperatura e pressão adequadas ao processo.

2. Os α-aminoácidos são moléculas que têm um grupo amino e um grupo carboxila ligados a um mesmo átomo de carbono. Um dos vinte α-aminoácidos encontrados em proteínas naturais é a alanina. Essa molécula possui também um átomo de hidrogênio e um grupo metila ligados ao carbono α. Na formação de proteínas, que são polímeros de aminoácidos, estes se ligam entre si por ligações peptídicas. A ligação peptídica forma-se entre o grupo amino de uma molécula e o grupo carboxila de uma outra molécula de aminoácido, com a eliminação de uma molécula de água. Com base nessas informações, pedem-se a) a fórmula estrutural da alanina. b) a equação química que representa a reação entre duas moléculas de alanina formando uma ligação peptídica. RESOLUÇÃO: a) H2N — CH — COOH | CH3

a) Dê a fórmula estrutural do PET. Em relação à estrutura química dos polímeros citados, o que pode estar associado quanto à biodegradabilidade dos mesmos? b) O etanol é semelhante ao etilenoglicol. Dentre esses dois álcoois, qual deve apresentar menor pressão de vapor e qual deve apresentar menor temperatura de ebulição? Justifique.

b) H2N — CH — CO OH + H N — CH — COOH → | | H CH3 CH3 O || → H2N — CH — C — N — CH — COOH + H2O | | | CH3 H CH3

RESOLUÇÃO: a)

QUÍMICA D

A biodegradabilidade está relacionada ao tipo de cadeia. Pelo texto, podemos concluir que o plástico biodegradável possui cadeia alifática e o PET, que possui cadeia aromática, não é biodegradável. b) Etanol Etilenoglicol CH3 – CH2 – OH HO – CH2 – CH2 – OH Por estabelecer maior quantidade de ligações de hidrogênio entre suas moléculas, podemos concluir que o etilenoglicol possui força intermolecular mais intensa; portanto, possui menor pressão de vapor. O etanol, por possuir maior pressão de vapor, possui menor ponto de ebulição.

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4. Nas tecnologias para substituição dos derivados do petróleo por outras fontes de energias renováveis, o Brasil destaca-se no cenário internacional pelo uso do etanol e, mais recentemente, do biodiesel. Na transesterificação, processo de obtenção do biodiesel, ocorre uma reação entre um óleo e um álcool na presença de catalisador, tendo ainda como subproduto a glicerina. H2COH | HCOH | H2COH Glicerina

CxHyOz 1/2CxHyOz + O2 → 1H2O + outros produtos Para esta reação estar balanceada em relação ao H, o composto original terá 4 átomos de H (y = 4). Como: mC mC –––– = 9 –––– = 9 mC = 36 mH 4 Como cada átomo de C tem massa atômica igual a 12u, temos 3 átomos de C (x = 3) e mO mO mO = 16 –––– = 4 –––– = 4 mH 4 Como cada átomo de O tem massa atômica igual a 16u, temos 1 átomo de O (z = 1), logo a fórmula é C3H4O M = (3 . 12 + 4 . 1 + 1 . 16)g/mol = 56g/mol b)

A reação da gordura com NaOH é a reação de saponificação:

QUÍMICA D

24 –

— —

CH2 — O — C — C17H31 O CH — O — C — C17H31 + 3CH3 — CH2 — OH O CH2 — O — C — C17H31 O H2C — OH

O

—

A substância é formada apenas por CHO.

RESOLUÇÃO: A reação de transesterificação entre o etanol e o triglicerídeo LLL está representada a seguir:

— —

a)

Quando são utilizados o etanol e o triglicerídeo LLL, na transesterificação, os produtos orgânicos formados apresentam os grupos funcionais a) álcool e éster. b) álcool e éter. c) álcool e ácido carboxílico. d) ácido carboxílico e éster. e) ácido carboxílico e éter.

— —

RESOLUÇÃO:

ácido linoleico (L)

— —

(R, R’ e R’’: cadeias de hidrocarbonetos com mais de 10 átomos de carbono.) Esta substância é composta apenas por carbono, hidrogênio e oxigênio. Quando 0,5 mol desta substância sofre combustão completa, forma-se um mol de moléculas de água. Nesse composto, as razões de massas entre C e H e entre O e H são, respectivamente, 9 e 4. a) Calcule a massa molar desta substância. b) A gordura animal pode ser transformada em sabão por meio da reação com hidróxido de sódio. Apresente a equação dessa reação e o seu respectivo nome. Dadas massas molares (g/mol): C = 12, H = 1 e O = 16.

C17H31COOH

3C17H31 — C — O — CH2 — CH3

+

HC — OH —


H2C — OH Logo, os produtos da reação pertencem às funções álcool e éster. Resposta: A


5. (UFSCar) – Uma porção representativa da estrutura do polímero conhecido como Kevlar, patente da DuPont, é mostrada na figura a seguir.

A estrutura pode ser descrita como sendo formadas por longas fibras poliméricas, aproximadamente planares, mantidas por ligações covalentes fortes, e cada fibra interagindo com suas vizinhas através de ligações hidrogênio, representadas por linhas interrompidas na figura. Devido ao conjunto dessas interações, o polímero é altamente resistente a impactos, propriedade que é aproveitada na confecção de coletes à prova de bala. a) Escreva as fórmulas estruturais dos dois reagentes utilizados na síntese do Kevlar, identificando as funções orgânicas presentes nas moléculas de cada um deles. b) Transcreva a porção representativa da fórmula estrutural da fibra polimérica em destaque na figura (dentro dos colchetes) para seu caderno de respostas. Assinale e identifique a função orgânica que se origina da reação de polimerização. RESOLUÇÃO: a) Os dois reagentes utilizados são:

QUÍMICA D

b) A função orgânica que se origina da reação de polimerização é amida.

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Mol e Estequiometria

1. Especialmente para as crianças, havia uma sala reservada com muitos brinquedos, guloseimas, um palhaço e um mágico. Como Rango também tinha problemas com açúcar, algumas vezes ele colocava pouco açúcar nas receitas. Ao experimentar a pipoca doce, uma das crianças logo berrou: “Tio Rango, essa pipoca tá com pouco açúcar!” Aquela observação intrigou Rango, que ficou ali pensando.... a) “Coloquei duas xícaras de milho na panela e, depois que ele estourou, juntei três colheres de açúcar para derreter e queimar um pouco. Se cada colher tem mais ou menos 20 gramas de açúcar, quantas moléculas de sacarose (C12H22O11) eu usei em uma panelada?” b) “Eu também sei que parte desse açúcar, após caramelizar, se decompõe em água e carbono. Se 1% desse açúcar se decompõe dessa forma, quantos gramas de carbono se formaram em cada panelada?” Dados: Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1, O = 16 Constante de Avogadro = 6,02 x 1023 mol–1 RESOLUÇÃO: a) Cálculo da massa de açúcar: 1 colher de açúcar –––––– 20g 3 colheres de açúcar –––––– x x = 60g

RESOLUÇÃO: a) O elemento oxigênio (O) forma duas substâncias simples (formas alotrópicas) diferentes.

Gás ozônio:

O3,

O O

Cálculo do número de moléculas de sacarose: 1 mol de C12H22O11 ––––––– 6,02.1023 moléculas ––––––– 342g y

––––––– 60g

y = 1,05 . 1023 moléculas b) Cálculo da massa de açúcar que sofreu decomposição: 60g –––––––– 100% x –––––––– 1% x = 0,6g Cálculo da massa formada de carbono:

QUÍMICA D

26 –

Dados: P x V = n x R x T; R = 0,082 atm L mol–1 K–1. massa molar do gás oxigênio = 32g/mol

Gás oxigênio: O2, O = O

Cálculo da massa molar da sacarose: M(C12H22O11) = (12.12)g/mol + (22.1)g/mol + (11.16)g/mol = 342g/mol

Δ C12H22O11 ⎯⎯⎯→ 12C + 11H2O 1 mol 12 mol ↓ ↓ 342g –––––––––––– 12.12g 0,6g –––––––––––– y y = 0,25g

2. Diversos gases formam a atmosfera da Terra, sendo que a quantidade de alguns deles vem aumentando por ação antropogênica, o que pode causar problemas. O oxigênio, em suas diferentes formas alotrópicas, tem funções distintas e essenciais para a manutenção da vida no planeta. a) Escreva a fórmula química das duas formas alotrópicas mais comuns do oxigênio, apontando a função de cada uma delas relacionada com a manutenção da vida na Terra. b) Considerando que cerca de 20% em volume da atmosfera é constituída de oxigênio em sua forma alotrópica mais abundante, calcule a massa desse gás contido num reservatório de 24,6m 3 cheio de ar a 27 °C e 1 atm de pressão.

O

O gás oxigênio (O2) é o gás vital, essencial na respiração. O gás oxigênio promove a combustão dos alimentos, liberando a energia necessária para a realização dos processos necessários para a manutenção da vida. O gás ozônio é poluente na troposfera, mas na estratosfera forma uma camada que absorve a maior parte da radiação ultravioleta proveniente do Sol, permitindo a manutenção da vida. b) Cálculo da quantidade de matéria total: P.V=n.R.T 1atm . 24,6 . 103L = n . 0,082 atm . L . mol–1 . K–1. 300K n = 1000 mol de ar A porcentagem em volume coincide com a porcentagem em mol: 1000 mol ––––––– 100% x ––––––– 20% x = 200 mol Massa de gás oxigênio (O2): 1 mol –––––– 32g 200 mol –––––– y y = 6400g


3. O pirrol é uma amina secundária que apresenta uma cadeia classificada como fechada, não ramificada, insaturada e heterogênea. A polimerização do pirrol conduz à formação do polipirrol, um polímero condutor cujas fibras são usadas na produção de tecidos para camuflagem contra radares, pois absorvem micro-ondas. A análise elementar do pirrol resulta na seguinte composição percentual em massa: carbono = 71,6%; nitrogênio = 20,9% e hidrogênio = 7,5%. Dadas as massas molares, em g/mol, para o C = 12; o N = 14 e o H = 1, e sabendo-se que a massa molar do pirrol é de 67g/mol, escreva as fórmulas molecular e estrutural do pirrol. RESOLUÇÃO: Para 100g do composto

71,6g de C 20,9g de N 7,5g de H

4. Em 2004, iniciou-se, no Brasil, a exploração de uma importante jazida de minério de cobre. Nestes minérios, o metal é normalmente encontrado na forma de sulfetos, como o CuS, e, para sua obtenção, o minério é submetido à ustulação – aquecimento sob atmosfera de ar ou de oxigênio. Neste processo, além do cobre metálico, obtém-se o dióxido de enxofre. Como subproduto, pode-se obter o ácido sulfúrico, por reação do SO2 com o oxigênio, formando o trióxido de enxofre (SO3), e deste com a água, resultando no H2SO4. a) Escreva a equação química para a ustulação do CuS. b) Dadas as massas molares, em g·mol–1: H = 1; S = 32 e O = 16, calcule a massa de ácido sulfúrico que pode ser obtida a partir de 64kg de SO2. Apresente seus cálculos. RESOLUÇÃO: a) A equação química do processo é: Δ CuS + O2 ⎯→ Cu + SO2

Cálculo da quantidade em mol de C: 1 mol de C –––––– 12g x –––––– 71,6g x = 5,97 mol de C Cálculo da quantidade em mol de N: 1 mol de N –––––– 14g y –––––– 20,9g y = 1,49 mol de N

b)

SO2 + 1/2O2 → SO3 H2O + SO3 → H2SO4 –––––––––––––––––––––––––– SO2 + 1/2O2 + H2O → H2SO4 1 mol 1 mol ↓ ↓ 64g –––––––––––––––– 98g 64kg –––––––––––––––– x

x = 98kg

Cálculo da quantidade em mol de H: 1 mol de H –––––– 1g z –––––– 7,5g z = 7,5 mol de H

Cálculo da massa molar da fórmula mínima: M do C4H5N = (4 . 12 + 5 . 1 + 1 . 14)g/mol = 67g/mol Portanto, a fórmula molecular será: C4H5N O pirrol é uma amina secundária (tem o grupo — N — ) | H e como a cadeia é fechada, não ramificada e insaturada, a sua fórmula estrutural é: H—C

C—H

H—C

C—H N | H

5. Na indústria, a amônia é obtida pelo processo denominado HaberBosch, pela reação entre o nitrogênio e o hidrogênio na presença de um catalisador apropriado, conforme mostra a reação não balanceada: ⎯⎯⎯⎯→ NH (g) N2(g) + H2(g) ←⎯⎯⎯⎯ 3 catalisador Com base nessas informações, considerando um rendimento de 100% e sabendo que as massas molares desses compostos são: N2 = 28 g/mol, H2 = 2 g/mol, NH3 = 17 g/mol, calcule a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7g de nitrogênio com 3g de hidrogênio. b) Nas condições descritas no item a, existe reagente em excesso? Se existir, qual a massa em excesso desse reagente? RESOLUÇÃO: a) N2(g) + 3H2(g) → ← 2NH3(g) 1 mol ––––– 3 mol –––––– 2 mol ↓ ↓ ↓ 28g ––––––– 6g –––––––– 34g 7g ––––––– 1,5g –––––––– x reagente reagente limitante em excesso

x = 8,5g

QUÍMICA D

Proporção entre números de átomos: 5,97 : 7,5 : 1,49 = 4 : 5 : 1 A fórmula mínima do composto será: C4H5N

b) Massa em excesso de hidrogênio (H2) = 3g – 1,5g = 1,5g

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1. Um tipo bastante importante de reação química são as de decomposição, reações nas quais uma única substância reagente origina como produto duas ou mais substâncias. Considerando as reações de decomposição I, II e III, identifique os produtos A, B, D e E. luz I: H2O2 (l) ⎯⎯⎯→ A (l) + B (g) calor II: CaCO3 (s) ⎯⎯⎯→ C (s) + D (g) III: H2O (l)

corrente ⎯⎯⎯→ E (g) + B (g) elétrica

RESOLUÇÃO: I. Decomposição do peróxido de hidrogênio: luz H2O2(l) ⎯⎯→ H2O(l) + 1/2 O2(g) A

B

II. Decomposição do carbonato de cálcio: calor CaCO3(s) ⎯⎯→ CaO(s) C

+ CO2(g) D

3. Um dos possíveis meios de se remover CO2 gasoso da atmosfera, diminuindo assim sua contribuição para o “efeito estufa”, envolve a fixação do gás por organismos microscópicos presentes em rios, lagos e, principalmente, oceanos. Dados publicados em 2003 na revista Química Nova na Escola indicam que o reservatório da hidroelétrica de Promissão, SP, absorve 704 toneladas de CO2 por dia. a) Calcule a quantidade de CO2, expressa em mol/dia, absorvida pelo reservatório. (Dado: massa molar de CO2 = 44 g/mol.) b) Suponha que parte do CO2 permaneceu dissolvida na água do reservatório, na forma CO2(aq). Empregando equações químicas, discuta qualitativamente o efeito que o CO2 dissolvido terá sobre as características químicas da água do reservatório. RESOLUÇÃO: a) CO2: M = 44g/mol 44g –––––– 1mol 704 . 106g ––––––– x

x = 16 . 106 mol ∴ 1,6 . 107 mol

b) CO2(g) → ← CO2(aq) → H+(aq) + HCO– (aq) CO2(aq) + H2O(l) → ← H2CO3(aq) ← 3 A dissolução do CO 2 na água do reservatório torna-a ácida (pH < 7), de acordo com as equações acima envolvidas.

III.Decomposição da água: corrente H2O(l) ⎯⎯⎯⎯→ H2(g) + 1/2O2(g) elétrica E A: H2O D: CO2

B

B: O2 E: H2

2. Algumas substâncias, quando dissolvidas em água, reagem produzindo íons em solução. Dentre estas substâncias, algumas são muito comuns: cloreto de hidrogênio (HCl) e cloreto de sódio (NaCl). Considerando as interações destas substâncias com a água, individualmente, escreva as equações químicas para as reações que envolvem a) a dissociação dos íons existentes no composto originalmente iônico. b) a ionização da substância que originalmente é um composto covalente. RESOLUÇÃO: a) A equação química que representa a dissociação dos íons existentes no cloreto de sódio é: H2O Na+Cl –(s) ⎯⎯⎯→ Na+(aq) + Cl –(aq) ou Na+Cl –(s) + (x + y) H2O → Na+(H2O)x + Cl –(H2O)y QUÍMICA D

b) A equação química que representa a ionização do cloreto de hidrogênio + – é: HCl(g) + H2O(l) → ← H3O (aq) + Cl (aq)

28 –

4. Os exoesqueletos de muitos corais e moluscos são formados em grande parte por carbonato de cálcio. Uma maneira de determinar o teor de cálcio em amostras de conchas consiste em solubilizá-las e separar o cálcio das demais substâncias por precipitação. O precipitado formado é separado por filtração, determinando-se sua massa e encontrando-se seu teor através de cálculos estequiométricos. As equações que descrevem as reações desse processo são: a) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl b) CaCO3 → CaO + CO2 CO2 + H2O → H2CO3 c) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 CO2 + H2O → H2CO3 d) Ca(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O + 2CO2 CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl e) Ca(HCO3)2 → CaO + 2CO2 + H2O CO2 + H2O → H2CO3 RESOLUÇÃO: As equações químicas que envolvem a determinação do teor de cálcio são: CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) CaCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Ca(OH)2(s) + 2NaCl(aq) Resposta: A


a) NH3 + H2SO4 → H2O + NH4SO4 b) 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 c) 2 NH3 + H2SO4 → H2O + (NH4)2SO3 d) NH3 + H2SO4 → H2O + NH3SO3 e) NH3 + H2SO4 → NH5SO4 RESOLUÇÃO: A equação química que representa a reação entre NH3 e H2SO4 é: 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 Resposta: B

6. As estações municipais de tratamento de água transformam a água contaminada na água potável que chega a nossas casas. Nessas estações, primeiramente um “tratamento primário” remove partículas de sujeira e detritos por peneiramento e filtração. Em seguida, num “tratamento secundário”, sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio são adicionados à água. A reação destes dois compostos leva à formação de hidróxido de alumínio, um composto de aspecto gelatinoso que arrasta impurezas para o fundo do tanque de tratamento. Finalmente, numa última etapa, adiciona-se hipoclorito de sódio, que tem ação bactericida (mata bactérias) e fungicida (mata fungos). a) Escreva a reação química balanceada entre sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio, levando à formação de hidróxido de alumínio e sulfato de cálcio. b) Escreva a fórmula química do hipoclorito de sódio. A ação bactericida e fungicida deste composto se deve ao forte poder oxidante do ânion hipoclorito. Numa reação de oxidorredução, o átomo de cloro no hipoclorito é reduzido a cloreto (Cl–). Quantos elétrons o átomo de cloro ganha nesse processo? RESOLUÇÃO: a)

Al2 (SO4)3 + 3Ca (OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4

b)

A fórmula do hipoclorito de sódio é NaClO.

NaClO ⎯⎯→ Cl– 1+

1– Δe– = 2

Cada átomo de cloro do hipoclorito recebe 2 elétrons.

QUÍMICA D

5. O fertilizante sulfato de amônio pode ser obtido pela reação química que ocorre pela passagem de amônia gasosa (NH3) em ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). Uma equação química que representa essa reação é

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MÓDULO

13

Cinética Química

1. (UNIFESP) – Para neutralizar 10,0 mL de uma solução de ácido clorídrico, foram gastos 14,5 mL de solução de hidróxido de sódio 0,120 mol/L. Nesta titulação ácido-base foi utilizada fenolftaleína como indicador do ponto final da reação. A fenolftaleína é incolor no meio ácido, mas torna-se rosa na presença de base em excesso. Após o final da reação, percebe-se que a solução gradativamente fica incolor à medida que a fenolftaleína reage com excesso de NaOH. Neste experimento, foi construído um gráfico que representa a concentração de fenolftaleína em função do tempo.

a) Escreva a equação da reação de neutralização e calcule a concentração, em mol/L, da solução de HCl. b) Calcule a velocidade média de reação de decomposição da fenolftaleína durante o intervalo de tempo de 50 segundos iniciais de reação. Explique por que a velocidade de reação não é a mesma durante os diferentes intervalos de tempo. RESOLUÇÃO: a) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O (ᐉ) + + OH – → H O (ᐉ) ou H(aq) (aq) 2

1 mol de HCl ––––– 1 mol de NaOH nA ––––– nB Logo: nA = nB MAVA = MBVB

mol MA · 10,0 mL = 0,120 –––– · 14,5 mL L MA = 0,174 mol/L ΔM b) vmédia = ––––– = Δt 3 × 10–3 mol/L – 5 × 10–3 mol/L = –––––––––––––––––––––––––––––– 50s – 0s

QUÍMICA D

vmédia = 4 · 10–5 mol/L · s A velocidade da reação é dada por uma fórmula do tipo: v = k [fenolftaleína]x À medida que a concentração do reagente (fenolftaleína) diminui, a velocidade da reação decresce.

30 –

2. (UFSCar) – O primeiro veículo lançador de satélites (VLS) desenvolvido no Brasil foi destruído por um incêndio, em 22 de agosto de 2003, causando a morte de 21 engenheiros e técnicos. O incêndio ocorreu devido à combustão do combustível sólido da aeronave, atingindo temperaturas da ordem de 3.000°C. Suponha que um ônibus espacial utilize um combustível sólido constituído de alumínio em pó, perclorato de amônio (NH4ClO4) e o catalisador óxido de ferro (III). Durante a decolagem, o Fe2O3 catalisa a reação entre NH4ClO4 e Al, resultando nos produtos sólidos Al2O3 e AlCl3 e gasosos NO e H2O. a) Escreva a equação química, devidamente balanceada, da reação que ocorre durante a decolagem deste ônibus espacial. b) O gráfico a seguir apresenta as curvas de uma reação que ocorre na presença e na ausência de um catalisador.

Relacione os segmentos A e B com as energias correspondentes e a dependência dos mesmos com o catalisador. RESOLUÇÃO: a) Admitindo-se coeficiente 1 para a substância NH4ClO4, temos a sequência para determinar os coeficientes: 1NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1/3AlCl3 + NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + H2O 3NH4ClO4 + Al → Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O 3NH4ClO4 + Al → 1Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O 3NH4ClO4 + 3Al → 1Al2O3 + 1AlCl3 + 3NO + 6H2O b) segmento A: energia de ativação da reação catalisada. O catalisador diminui a energia de ativação. segmento B: variação de entalpia (ΔH), não depende do catalisador. No caso, B representa a energia absorvida pela reação.


3. (UNIFESP) – Estudos cinéticos da reação entre os gases NO2 e CO na formação dos gases NO e CO2 revelaram que o processo ocorre em duas etapas: I. NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g) II. NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) O diagrama de energia da reação está esquematizado a seguir.

a) Apresente a equação global da reação e a equação da velocidade da reação que ocorre experimentalmente. b) Verifique e justifique se cada afirmação a seguir é verdadeira: I. a reação em estudo absorve calor; II. a adição de um catalisador, quando o equilíbrio é atingido, aumenta a quantidade de gás carbônico.

a) Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifique. b) Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifique. RESOLUÇÃO: a) Curva B. Catalisador acelera reações; na curva B, observa-se uma diminuição maior da [H2O2] num mesmo intervalo de tempo. b) Curva C. Partindo de uma concentração menor que a da curva A, o tempo é o mesmo para o consumo total da H2O2.


RESOLUÇÃO: a) I) NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g) II) NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) –––––––––––––––––––––––––––––––––––––– equação NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) global A equação de velocidade é tirada da etapa lenta (I): v = k [NO2]2

4. Soluções aquosas de água oxigenada, H2O2, decompõem-se, resultando água e gás oxigênio. A figura abaixo representa a decomposição de três soluções de água oxigenada em função do tempo, sendo uma delas catalisada por óxido de ferro (III), Fe2O3.

a) Escreva a expressão da equação da velocidade para essa reação. b) Calcule a constante de velocidade nas condições da experiência e determine a velocidade da reação se as concentrações de ICl e H 2 forem 0,6 mol/L. RESOLUÇÃO: a) Mantendo-se a concentração de ICl constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando a concentração de H2, a velocidade dobra. Trata-se de uma reação de 1a ordem em relação a H2. Mantendo-se a concentração de H2 constante (0,15 mol/L), verifica-se que, dobrando a concentração de ICl, a velocidade também dobra. É uma reação de 1a ordem em relação a ICl. Lei da velocidade v = k [ICl]1 . [H2]1 b) Cálculo da constante de velocidade (k) nas condições da experiência. Quando [H2] = 0,30 mol/L e [ICl] = 0,15 mol/L, temos v = 7,2 . 10–7 mol/L.s v = k [ICl] . [H2] 7,2 . 10–7 = k . 0,15 . 0,30 k = 1,6 . 10–5 L/mol . s Cálculo da velocidade de reação v = k [ICl] . [H2] v = 1,6 . 10–5 . 0,6 . 0,6 v = 5,76 . 10–6 mol/L . s

– 31

QUÍMICA D

b) I. errada: libera calor, reação exotérmica II. errada: catalisador não desloca equilíbrio, portanto, não altera a quantidade de CO2.


MÓDULO

14


1. A produção de grafita artificial vem crescendo significativamente, uma vez que grafita natural de boa qualidade para uso industrial é escassa. Em atmosferas ricas em dióxido de carbono, a 1 000 ºC, a grafita reage segundo a reação: C(grafita) + CO (g) ← → 2 CO (g) 2

A 1 000 ºC, no estado de equilíbrio, as pressões parciais de CO e CO2 são 1,50 atm e 1,25 atm, respectivamente. Calcule o valor da constante de equilíbrio (Kp) para a reação nessa temperatura. RESOLUÇÃO:

→ 2 CO (g) C(grafita) + CO2 (g) ←

A expressão da constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é: (pCO)2 Kp = –––––––– (pCO ) 2

Como no equilíbrio as pressões parciais de CO e CO2 são respectivamente 1,50 atm e 1,25 atm, temos: (1,50)2 Kp = –––––––– = 1,80 1,25


1V

A adição de ou a retirada de CaCO3(s) não afeta o equilíbrio. A adição de CO2 deslocará o equilíbrio para a esquerda, diminuindo o rendimento de CaO(s). A única alternativa correta é a diminuição da pressão do sistema, que desloca o equilíbrio no sentido de expansão de volume (para a direita), aumentando a produção de óxido de cálcio. Resposta: B

QUÍMICA D

32 –


⎯→ C H (g) + H (g) 2 CH4 (g) ←⎯ 2 6 2 Para essa reação, a dependência da constante de equilíbrio com a temperatura é dada na tabela. Temperatura (K)

constante de equilíbrio

298 400 600

9 x 10–13 8 x 10–10 6 x 10–7

a) A reação de conversão do gás metano para etano é uma reação endotérmica? No sistema em equilíbrio, a concentração de gás metano pode ser aumentada se houver um aumento de temperatura? Justifique suas respostas. b) No sistema em equilíbrio, qual deve ser o efeito na concentração do gás hidrogênio quando, separadamente, se adiciona um catalisador e quando há um aumento de pressão? Justifique suas respostas. RESOLUÇÃO: [C2H6] · [H2] Kc= –––––––––––– a) [CH4]2 Aumentando-se a temperatura, a constante de equilíbrio aumenta. Logo, aumenta a concentração dos produtos. O equilíbrio foi deslocado para a direita. De acordo com o princípio de Le Chatelier, um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Portanto, a reação de formação dos produtos é endotérmica. A concentração de gás metano diminui com o aumento da temperatura, pois o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do etano. b) A adição de um catalisador não desloca o equilíbrio, portanto a concentração do hidrogênio permanece constante. Como não há variação na quantidade de matéria (2 mols de reagentes e 2 mols de produtos), não há deslocamento do equilíbrio por aumento de pressão. Porém, o volume diminui, fazendo aumentar as concentrações de todos os participantes do equilíbrio.

4. Num recipiente de volume 1 litro, colocaram-se 3 mol de A para reagir com 2 mol de B, segundo a equação da reação: → C(g). A constante de equilíbrio (K ) na temperatura da A(g) + B(g) ← C [C] experiência é igual a 0,5. Sabendo-se que, no equilíbrio, se –––– [A] for maior que 0,7, o sistema adquire cor azul e, se for menor que 0,7, adquire cor amarela, qual a cor desse sistema quando for atingido o equilíbrio? a) azul. b) amarelo. c) verde. d) branco. e) preto. RESOLUÇÃO: A(g)

+

B(g)

→ ←

C(g)

início

3 mol/L

2 mol/L

0

reage e forma

x

x

x

equilíbrio

3–x

2–x

x

[C] KC = ––––––– [A] . [B] x 0,5 = –––––––––––– (3 – x) (2 – x) x2 – 7x + 6 = 0 + 7 ± 49 – 4 . 6 x = –––––––––––––––––– 2 x1 = 6 (não serve como resposta) x2 = 1 No equilíbrio, teremos: [A] = 3 – x = 2 mol/L [B] = 2 – x = 1 mol/L [C] = x = 1 mol/L [C] 1 –––– = –– = 0,5 2 [A] ↓ cor amarela Resposta: B

QUÍMICA D

3. Sob condições experimentais adequadas, o gás metano pode ser convertido nos gases etano e hidrogênio:

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5. Na produção de hidrogênio por via petroquímica, sobram traços de CO e CO2 nesse gás, o que impede sua aplicação em hidrogenações catalíticas, uma vez que CO é veneno de catalisador. Usando-se o próprio hidrogênio, essas impurezas são removidas, sendo transformadas em CH4 e H2O. Essas reações ocorrem a temperaturas elevadas, em que reagentes e produtos são gasosos, chegando a um equilíbrio de constante KI no caso do CO e a um equilíbrio de constante KII no caso do CO2. O gráfico traz a variação dessas constantes com a temperatura.

a) Num experimento de laboratório, realizado a 460 °C, as pressões parciais de CO, H2, CH4 e H2O, eram, respectivamente, 4 x 10–5 atm; 2 atm; 0,4 atm; e 0,4 atm. Verifique se o equilíbrio químico foi alcançado. Explique. b) As transformações de CO e CO2 em CH4 mais H2O são exotérmicas ou endotérmicas? Justifique sua resposta. c) Em qual das duas transformações, na de CO ou na de CO2, o calor desprendido ou absorvido é maior? Explique, em termos do módulo da quantidade de calor (Q) envolvida. RESOLUÇÃO: a) A reação de CO com H2 pode ser expressa por: CO(g) + 3H2(g) → ← CH4(g) + H2O(g) KI pCH . pH O 4 2 KI = –––––––––––––– pCO . p3H 2

Vamos determinar o quociente reacional (Qp ) a 460°C: pCH . pH O 0,4 . 0,4 4 2 Qp = –––––––––––––– = –––––––––––– = 500 4 . 10–5 . 23 pCO . p3H 2

Observando o gráfico, verificamos que o Qp é igual a KI e, portanto, podemos concluir que o sistema se encontra em equilíbrio.

QUÍMICA D

b) Pelo gráfico, verificamos que tanto para a reação I: (CO(g) + 3H2(g) → ← CH4(g) + H2O(g) ) como para a reação II: (CO2(g) + 4H2(g) → ← CH4(g) + 2H2O(g) ), um aumento da temperatura implica uma diminuição da constante de equilíbrio. Podemos concluir que ambas reações são exotérmicas. c) A reação I libera mais calor. A reação I apresenta maior valor para a constante de equilíbrio que a reação II, numa mesma temperatura. Isso significa que a reação I é mais espontânea. Levando em conta apenas a entalpia, a reação I libera mais calor.

34 –


15


1. Na prática de exercícios físicos, o organismo humano utiliza a glicose como principal fonte de energia. Havendo suprimento adequado de oxigênio, obtém-se o rendimento energético máximo possível, mas quando o esforço é muito intenso, o fornecimento de oxigênio pode se tornar insuficiente, e o organismo adotar rota alternativa menos eficiente, envolvendo produção de ácido láctico, o que resulta na diminuição do pH no músculo. Após um período de descanso, o pH do músculo retorna ao seu valor normal, aproximadamente neutro.O equilíbrio entre o ácido láctico e o lactato em meio aquoso encontra-se representado na equação química: H

H

— —

—

—

OH

OH

O

CH3 — C — C

—

+ H 2O

CH3 — C — C

— —

— —

—

O

O

CH3

— —

— —

Ácido Láctico

CH3 — C — C

—

—

OH

OH

O

— —

— —

+ H2O

CH3 — C — C

OH

+ H3O+

O–

Lactato

O+]

[lactato] . [H3 Ka = ––––––––––––––––– [ácido láctico]

CH3

CH3 CH

CH2

H2O

NH3+

H3O+

NH2


Supondo-se que o único mecanismo de absorção por meio das mucosas seja a neutralidade do fármaco, identifique o órgão do trato gastrintestinal no qual cada um dos fármacos mencionados será preferencialmente absorvido. Justifique sua resposta. RESOLUÇÃO: A aspirina e a anfetamina serão absorvidas nas formas O

OH C

Quando o pH for igual a 7, a concentração dos íons H 3 O + é igual a 1,0 . 10–7 mol/L

CH3

CH3

CH

CH2

e

C

O

NH2

O

pH = – log [H3O+]

H3O+

C O

CH

CH2


H

O

Equilíbrio químico para a aspirina em meio aquoso


O

CH3

H 2O O

Ka = 1,0 x 10–4

H

C

C

O

Lactato

O-

O

OH C

O–

OH

Ácido Láctico

+ H 3O +

2. A solubilização no meio biológico, que é essencialmente aquoso, é uma etapa importante para a absorção de fármacos a partir do trato gastrintestinal (estômago e intestino). Sabe-se que I. no estômago, o pH pode ter valores de 1,0 a 3,0; II. no intestino delgado, o pH pode ter valores de até 8,4; III. um dos mecanismos de absorção por meio das mucosas do estômago e do intestino baseia-se no fato de a molécula estar na sua forma neutra. Considere os fármacos aspirina e anfetamina, cujas fórmulas e equilíbrios em meio aquoso, em função da acidez do meio, são:

pois elas são moléculas neutras. A aspirina é preferencialmente absorvida no estômago, pois a concentração de H3O+ é elevada deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra.

7 = – log [H3O+] [H3O+] = 1,0 . 10–7 mol/L

O

10–4


C

CH3

[lactato] . 1,0 . 10–7 1,0 . 10–4 = ––––––––––––––––––– [ácido láctico]

O-

O

OH C O

C

H2O

CH3 O

H3O+

C O

O absorvida

A anfetamina é preferencialmente absorvida no intestino delgado, pois como → 2H O), o meio é alcalino, a concentração de H3O+ diminui (H3O+ + OH– ← 2 deslocando o equilíbrio no sentido da molécula neutra. CH3 CH2

CH

CH3 H2O

CH2

NH3+

CH

H3O+

NH2 absorvida

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QUÍMICA D

MÓDULO


3. Um estudante conectou, por meio de uma mangueira, duas garrafas de água mineral, sendo uma com gás e outra sem. Por meio de um peagâmetro inserto na água com gás, ele acompanhou a variação de pH e pôde construir um gráfico registrando a variação de pH em função do tempo.

4. Em um laboratório químico, um aluno identificou três recipientes com as letras A, B e C. Utilizando água destilada (pH = 7), o aluno dissolveu quantidades suficientes para obtenção de soluções aquosas 0,1 mol/L de cloreto de sódio, NaCl, acetato de sódio, CH3COONa, e cloreto de amônio, NH4Cl, nos recipientes A, B e C, respectivamente. Após a dissolução, o aluno mediu o pH das soluções dos recipientes A, B e C. Os valores corretos obtidos foram, respectivamente, a) = 7, > 7 e < 7. b) = 7, < 7 e > 7. c) > 7, > 7 e > 7. d) < 7, < 7 e < 7. e) = 7, = 7 e < 7. RESOLUÇÃO: NaCl: não sofre hidrólise (pH = 7) – → CH COOH + OH– (pH > 7) CH3COO + HOH ← 3 + + → NH4 + HOH ← NH3 + H3O (pH < 7) Resposta: A

Com relação à garrafa não monitorada pelo peagâmetro, pode-se concluir que o gráfico que melhor representaria a variação de pH é:

5. Suspensões de sulfato de bário, devido à propriedade de serem opacas aos raios X, podem ser utilizadas como contraste em exames radiológicos, nos quais os pacientes ingerem uma dose constituída por 200 mL dessa suspensão. Os íons Ba2+ são tóxicos e a absorção de 10–2 mol desse íon pode ser fatal para um ser humano adulto. Calcule a quantidade de íons Ba2+ inicialmente dissolvida na suspensão e, considerando que todo o material em solução seja absorvido pelo organismo, verifique se o paciente corre o risco de morrer devido à intoxicação por esse cátion. Justifique sua resposta. Dado: Constante do produto de solubilidade do BaSO4 = 1 x 10–10. RESOLUÇÃO Determinação da concentração de íons Ba2+ na solução saturada de BaSO4. Seja s a solubilidade em mol/L:

H2O

BaSO4(s) ⎯⎯⎯→ Ba2+(aq) + SO2– 4 (aq) s s s –10 = s2 → s = 1 . 10–5mol/L Ks = [Ba2+] [SO2– 4 ] → 1 . 10

RESOLUÇÃO: Considere a garrafa 1 com gás (CO2 ) e a garrafa 2 sem gás. Após a conexão entre as duas garrafas, ocorre a passagem de gás da garrafa 1 para a garrafa 2 (difusão). Assim, a concentração de gás na garrafa 1 diminui e o pH aumenta, e na garrafa 2 a concentração de gás aumenta e o pH diminui. No equilíbrio, o pH fica constante. → H +(aq) + HCO –(aq) CO2(aq) + H2O(l) ← 3 pH = – log [H +] Para a garrafa 2, tem-se: [CO2(aq)] aumenta, [H +(aq)] aumenta, pH diminui QUÍMICA D

Resposta: D

36 –

Cálculo da quantidade de íons Ba2+ em 200mL da solução saturada de BaSO4: 1 x 10–5 mol de Ba2+ ––––––– 1000 mL y ––––––– 200 mL 200 . 10–5 y = –––––––––– mol = 2 . 10–6 mol de Ba2+ 1000 O paciente não corre risco de morrer, pois a quantidade de íons Ba2+ é inferior a 10–2 mol.


MÓDULO

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Tabela Periódica e Radioatividade

1. O cloreto de potássio, KCl, é um composto utilizado como fertilizante para plantas. Os íons K+ e Cl – apresentam raios iônicos respectivamente iguais a 138 pm e 181 pm, em que 1 pm = 10–12 m. O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um produto químico de grande importância industrial, decompondo-se quando exposto à luz. É usado em grande escala como alvejante para tecidos, papel e polpa de madeira. a) Faça uma estimativa dos raios atômicos do K e do Cl. Justifique a sua resposta. b) Escreva a equação da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio. Calcule a quantidade em mol de moléculas do gás produzido, na decomposição de 10 mols de moléculas de peróxido de hidrogênio. RESOLUÇÃO: a) Quando um átomo perde elétrons (transformando-se em cátion), seu raio diminui devido a uma maior atração do núcleo sobre os elétrons que restaram: >

K

K+

2. Os átomos dos elementos X, Y e Z apresentam as seguintes configurações eletrônicas no seu estado fundamental: X → 1s2 2s2 2p5 Y → 1s2 2s2 2p6 3s1 Z → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 É correto afirmar que: a) dentre os citados, o átomo do elemento X tem o maior raio atômico. b) o elemento Y é um metal alcalino e o elemento Z é um halogênio. c) dentre os citados, o átomo do elemento Z tem a maior afinidade eletrônica. d) o potencial de ionização do elemento X é menor do que o do átomo do elemento Z. e) o elemento Z pertence ao grupo 15 (V A) e está no quarto período da classificação periódica. RESOLUÇÃO: X → 1s2 2s2 2p5; grupo 17 (halogênio); 2.o período Y → 1s2 2s2 2p6 3s1; grupo 1 (metal alcalino); 3.o período

Podemos concluir que o raio atômico do potássio será maior que o raio do íon potássio: rK > 138pm

Z → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5; grupo 17 (halogênio); 4.o período A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica é:

Quando um átomo ganha elétrons (transformando-se em ânion), seu raio aumenta graças a uma maior repulsão entre os elétrons:

Cl

<

Cl –

Podemos concluir que o raio atômico do cloro será menor que o raio do íon cloreto: rCl < 181 pm

X apresenta maior afinidade eletrônica. A variação do potencial de ionização na tabela periódica é:

b) Decomposição do peróxido de hidrogênio: H2O2 ⎯→ H2O + 1/2O2 ↓ ↓ 1 mol –––––––––––– 0,5 mol x = 5 mols de moléculas de oxigênio 10 mol ––––––––––– x

QUÍMICA D

X apresenta maior potencial de ionização. Resposta: B

– 37


3. (UFSCar) – O uso de isótopos radioativos, em Medicina, tem aumentado muito nos últimos anos, sendo o tecnécio-99 o mais usado em clínicas e hospitais brasileiros. O principal fornecedor desse isótopo é o Canadá, e problemas técnicos recentes em seus reatores resultaram em falta desse material no Brasil. Uma proposta alternativa para solucionar o problema no país foi substituir o tecnécio-99 pelo tálio201. O tálio-201 pode ser produzido a partir do tálio-203, bombardeado por próton (11p) acelerado em acelerador de partículas. O tálio-203 incorpora o próton acelerado e rapidamente se desintegra, formando chumbo-201 e emitindo nêutrons no processo. Posteriormente, o chumbo-201 sofre nova desintegração, formando Tl-201, um isótopo com meia-vida de 73 horas. Pede-se: a) Escreva a equação balanceada, que representa a reação nuclear para a produção de 201Pb, a partir do bombardeamento do 203Tl com prótons, segundo o processo descrito no enunciado dessa questão. b) Considerando que na amostra inicial de radiofármaco contendo 201Tl tem uma atividade radioativa inicial igual a A , e que pode 0 ser utilizada em exames médicos até que sua atividade se reduza a A0/4, calcule o período de tempo, expresso em horas, durante o qual essa amostra pode ser utilizada para a realização de exames médicos. Dados:

203 81Tl

= tálio-203;

204 82Pb

(sic) = chumbo-204;

201 1 1 82Pb = chumbo-201; 0n nêutron; 1p próton.

RESOLUÇÃO:

a)

203 Tl 81

+

1 p 1

→

201 Pb 82

b) t1/2 = 73h 73h A0 73h A0 ⎯→ –––– A0 ⎯→ –––– 2 4 Período de tempo = 146h

+ 3 10n

4. (UNIFESP) – No estudo do metabolismo ósseo em pacientes, pode ser utilizado o radioisótopo Ca-45, que decai emitindo uma partícula beta negativa, e cuja curva de decaimento é representada na figura.

A absorção deficiente de cálcio está associada a doenças crônicas como osteoporose, câncer de cólon e obesidade. A necessidade de cálcio varia conforme a faixa etária. A OMS (Organização Mundial da Saúde) recomenda uma dose de 1000 mg/dia na fase adulta. A suplementação desse nutriente é necessária para alguns indivíduos. Para isso, o carbonato de cálcio pode ser apresentado em comprimidos que contêm 625 mg de CaCO3. a) Determine a meia-vida do radioisótopo Ca-45 e escreva a equação do decaimento do Ca-45. b) Determine o número de comprimidos do suplemento carbonato de cálcio que corresponde à quantidade de cálcio diária recomendada pela OMS para um indivíduo adulto. Dados: massas molares em g/mol: Ca: 40, C: 12, O: 16 RESOLUÇÃO: a) Pelo gráfico, a atividade deste radioisótopo cai de 80kBq para 20 kBq em 320 dias, logo: P P 80 ⎯⎯→ 40 ⎯⎯→ 20 t = 2P (período de meia vida) 320 = 2P

P = 160 dias

Pela tabela periódica dada: 45 Ca 20

0 –1

⎯→ β +

45 X 21

b) A OMS recomenda uma dose diária de 1000 mg de cálcio e o comprimido tem 625 mg de CaCO3: 1 CaCO3 ⎯⎯⎯→ 1 Ca 100g –––––––– 40g 625mg –––––––– x 625 . 40 x = ––––––– 100 QUÍMICA D

x = 250mg de cálcio em 1 comprimido 250mg ––––– 1 comprimido 1000mg ––––– y 1000 y = ––––– 250

38 –

y = 4 comprimidos


MÓDULO

17

Gases

1. (UNESP) – Nos frascos de spray, usavam-se como propelentes compostos orgânicos conhecidos como clorofluorocarbonos. As substâncias mais empregadas eram CClF3 (Fréon 12) e C2Cl3F3 (Fréon 113). Num depósito abandonado, foi encontrado um cilindro supostamente contendo um destes gases. Identifique qual é o gás, sabendose que o cilindro tinha um volume de 10,0 L, a massa do gás era de 85 g e a pressão era de 2,00 atm a 27 ºC. R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1. Massas molares em g.mol–1: H = 1, C = 12, F = 19, Cl = 35,5. RESOLUÇÃO: Massas molares em g/mol: CClF3: M = 104,5 g/mol C2Cl3F3: M = 187,5 g/mol Cálculo da massa molar utilizando a equação PV = n RT: 85g atm . L 2,00 atm . 10,0L = –––– 0,082 ––––––– . 300K M mol . K M = 104,5 g/mol O gás que se encontra no cilindro é CClF3 (fréon 12), pois o valor da massa molar determinada foi 104,5 g/mol.

3. (UNESP) – As populações de comunidades, cujas moradias foram construídas clandestinamente sobre aterros sanitários desativados, encontram-se em situação de risco, pois podem ocorrer desmoronamentos ou mesmo explosões. Esses locais são propícios ao acúmulo de água durante os períodos de chuva e, sobretudo, ao acúmulo de gás no subsolo. A análise de uma amostra de um gás proveniente de determinado aterro sanitário indicou que o mesmo é constituído apenas por átomos de carbono (massa molar = 12,0 g·mol–1) e de hidrogênio (massa molar = 1,0 g·mol–1) e que sua densidade, a 300 K e 1 atmosfera de pressão, é 0,65 g·L–1. Calcule a massa molar do gás analisado e faça a representação da estrutura de Lewis de sua molécula. Dado: R = 0,082 L·atm·K–1·mol–1. RESOLUÇÃO: Aplicando a equação dos gases ideais: PV = n R T m PV = –– RT M m P = ––––– RT MV dRT P = –––––– M dRT M = –––––– P 0,65g . L–1 . 0,082L . atm K–1 . mol–1 . 300K M = ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 1 atm

2. (UNESP) – O gás liberado na reação completa de 0,486 gramas de magnésio metálico com solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) foi confinado em um recipiente de 100 mL à temperatura de 27°C. Dadas a massa molar do magnésio = 24,3 g.mol–1 e a constante universal dos gases R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1, determine a pressão no recipiente. RESOLUÇÃO: A equação química que representa a reação que ocorre é: Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Cálculo da quantidade em mol de H2 liberado: 24,3g de Mg –––––––– 1 mol de H2 0,486g de Mg –––––––– x

M = 15,99g . mol–1 M = 16 g . mol–1 Para que a massa molar seja 16g mol–1, o hidrocarboneto a que se refere o texto é o metano (CH4). M = (1 x 12,0 + 4 x 1,0) g . mol–1 = 16,0 g . mol–1 Fórmula de Lewis (estrutura): H •• H •• C •• H •• H O átomo de carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o átomo de hidrogênio tem somente um elétron.

QUÍMICA D

0,486 ∴ x = ––––– mol = 2 . 10–2 mol de H2 24,3 Cálculo da pressão do gás aprisionado no recipiente de 100mL a 27°C: V = 100mL = 0,1L T = 27°C = 300K n = 2 . 10–2mol 2 . 10–2 . 0,082 . 300 PV = n R T ⇒ P = ––––––––––––––––––– 0,1 P = 4,92 atm

– 39


4. (UNICAMP) – Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, contém 16% de oxigênio, 24% de hélio e 60% de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa. a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura. b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos. c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos. Dado: R = 8,3 kPa L mol–1 K–1 Massas molares em g/mol: O: 16; He: 4; N: 14

5. Estudos mostram que as moléculas de dois gases, a uma mesma temperatura, possuem igual energia cinética média. Para ilustrar esta teoria, um professor montou o experimento abaixo esquematizado, no qual, em cada extremidade de um tubo de vidro com 1m de comprimento, foram colocados dois chumaços de algodão embebidos, respectivamente, em uma solução de amônia e em uma solução de ácido clorídrico, ambas com a mesma concentração. Após determinado período de tempo, observou-se a formação do cloreto de amônio na região do tubo mais próxima à extremidade que contém o ácido.

RESOLUÇÃO: a) O2, He, N2 b) 100% ––––– 9000 kPa 24% ––––– x x = 2160 kPa — c) M = XO MO + XHe MHe + XN MN 2 2 2 2 — M = 0,16 . 32 g/mol + 0,24 . 4 g/mol + 0,60 . 28 g/mol — M = 22,9 g/mol

Considere que os vapores formados no experimento se comportam como gases. Utilizando os dados da questão, discuta qual massa molar é maior (NH3 ou HCl). RESOLUÇÃO: As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas específicas, quando submetidos à mesma pressão e temperatura. 1 v = k . ––––– μ v1 ––– = v2

μ2 ––––– μ1

PM Como μ = –––– RT PM

v1 ––– = v2

v1 –––– = v2

–––– RT

2

–––––––– PM –––– RT 1

M2 ––––– M1

QUÍMICA D

Quanto maior a massa molar do gás, menor sua velocidade de efusão (Lei de Graham). Como, no experimento, o anel de cloreto de amônio se formou mais próximo do ácido clorídrico do que da amônia, a velocidade de difusão da amônia foi maior e, portanto, sua massa molar é menor. MNH < MHCl 3

40 –


18

Miscelânia

1. (UNESP) – Durante este ano, no período de vacinação contra a gripe A (H1N1), surgiram comentários infundados de que a vacina utilizada, por conter mercúrio (metal pesado), seria prejudicial à saúde. As autoridades esclareceram que a quantidade de mercúrio, na forma do composto tiomersal, utilizado como conservante, é muito pequena. Se uma dose dessa vacina, com volume igual a 0,5 mL, contém 0,02 mg de Hg, calcule a quantidade de matéria (em mol) de mercúrio em um litro da vacina. Dado: Massa molar do Hg = 200 g·mol–1. RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de mercúrio em um litro da vacina: 0,5 mL ________________ 0,02mg 1000 mL ________________ x x = 40mg

2. (UNESP) – Um analista químico de uma indústria de condimentos analisa o vinagre produzido por meio de titulação volumétrica, utilizando solução padrão de hidróxido de sódio tendo fenolftaleína como indicador. Sabendo-se que são utilizados 25 mL de vinagre em cada análise – vinagre é uma solução contendo 4,8% (m/v) de ácido etanoico –, que a concentração do titulante é igual 1,0 mol L–1, que são realizadas três análises por lote e que são analisados quatro lotes por dia, calcule a quantidade média, em gramas, de hidróxido de sódio consumida para a realização das 264 análises feitas por esse analista em um mês de trabalho. Apresente seus cálculos. Dados: Massas molares (g mol–1): H = 1,0 C = 12,0 O = 16,0

Na = 23,0

RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de áci do etanoico exis tente em 25 mL de vinagre: 4,8%(m/V) → existem 4,8g de ácido eta noico em 100 mL de vinagre: 4,8g –––––––– 100 mL x –––––––– 25 mL x = 1,2g de ácido etanoico

Cálculo da quantidade de matéria de mercúrio em um litro da vacina: 200g ________________ 1 mol 40 . 10–3g ________________ y y = 0,2 . 10–3mol Resposta: 2 . 10–4 mol

Cálculo da massa de NaOH gasta em cada titulação: A equação da reação de neutralização que ocorre é: H3CCOOH + NaOH → H3CCOO–Na+ + H2O 1 mol 1 mol ↓ ↓ 60,0g –––––– 40,0g 1,2g –––––– y y = 0,8g de NaOH Cálculo da massa de NaOH gasta em 264 análises: 1 análise ––––––– 0,8g de NaOH 264 análises ––––––– z z = 211,2g de NaOH

QUÍMICA D

MÓDULO

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3. (UNIFESP) – Em uma aula de laboratório de química, foram realizados três experimentos para o estudo da reação entre zinco e ácido clorídrico. Em três tubos de ensaio rotulados como I, II e III, foram colocados em cada um 5,0 x 10–3 mol (0,327 g) de zinco e 4,0 mL de solução de ácido clorídrico, nas concentrações indicadas na figura. Foi anotado o tempo de reação até ocorrer o desaparecimento completo do metal. A figura mostra o esquema dos experimentos, antes da adição do ácido no metal.

4. (UNIFESP) – O medicamento utilizado para o tratamento da gripe A (gripe suína) durante a pandemia em 2009 foi o fármaco antiviral fosfato de oseltamivir, comercializado com o nome Tamiflu®. A figura representa a estrutura química do oseltamivir.

Uma das rotas de síntese do oseltamivir utiliza como reagente de partida o ácido siquímico. A primeira etapa dessa síntese é representada na equação:

a) Qual experimento deve ter ocorrido com menor tempo de reação? Justifique. b) Determine o volume da solução inicial de HCl que está em excesso no experimento III. Apresente os cálculos efetuados. RESOLUÇÃO: a) O experimento II. Pelo mostrado, no experimento II há maior concentração de HCl que no experimento III e maior superfície de contato que no experimento I. Portanto, se possuir maior concentração de HCl e maior superfície de contato, possui maior velocidade. b) Considere a equação da reação do zinco com o ácido clorídrico:

a) Na estrutura do oseltamivir, identifique as funções orgânicas que contêm o grupo carbonila. b) Apresente a estrutura do composto orgânico produzido na reação do ácido siquímico com o etanol. RESOLUÇÃO: a) As funções orgânicas que contêm o grupo carbonila são:

Zn(s) + 2 HCl(aq) ⎯→ ZnCl2(aq) + H2(g) Cálculo da quantidade, em mol, de HCl necessária para reagir totalmente com o zinco: 1 mol de Zn ⎯⎯→ 2 mol de HCl 5,0 . 10–3 mol de Zn ⎯⎯→ x x = 1,0 . 10–2 mol de HCl Cálculo da quantidade, em mol, de HCl adicionado ao zinco, no experimento III: (MHCl = 4 mol/L) 4 mol de HCl ⎯⎯→ 1000 mL y ⎯⎯→ 4 mL y = 1,6 . 10–2 mol de HCl

Cálculo da quantidade, em mol, de HCl adicionado, em excesso, no experimento III: 1,6 . 10–2 mol – 1,0 . 10–2 mol = 0,6 . 10–2 mol de HCl (quantidade (quantidade (quantidade adicionada) necessária) em excesso) QUÍMICA D

Cálculo do volume de HCl, em mL, adicionado em excesso: (MHCl = 4 mol/L) 4 mol ⎯⎯→ 1000 mL 0,6 . 10–2 mol ⎯⎯→ z z = 1,5 mL de solução de HCl adicionada em excesso

42 –

b) A reação do ácido siquímico com etanol é uma reação de esterificação:

Exercícios Resolvidos de Química

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