Reações direta e inversa:
Síntese, decomposição, simples troca e dupla troca;
Balanceamento, consumo e formação de mols,
Quantiade de energia e velocidade e reação.
sexta-feira, 21 de outubro de 2011
Matéria da prova 2º Ano
Decaimento;
Configuração eletrônica;
Núcleo pai;
Poder de penetração e reação nuclear;
Conservação de alimentos;
Propriedades das famílias.
Configuração eletrônica;
Núcleo pai;
Poder de penetração e reação nuclear;
Conservação de alimentos;
Propriedades das famílias.
Matéria da prova 3º Ano
reações de adição:
Fórmula estrutural e condensada das macromoléculas e dos monômeros;
Termofixos, termoplásticos e vulcanização;
Reações de conensação:
Náilon, Kevlar e poliéster.
Fórmula estrutural e condensada das macromoléculas e dos monômeros;
Termofixos, termoplásticos e vulcanização;
Reações de conensação:
Náilon, Kevlar e poliéster.
segunda-feira, 26 de setembro de 2011
Lista de exercícios 1º Ano
1- Dê a formula molecular das seguintes substâncias:
a) bicarbonato de sódio
b) cloreto brometo de cálcio
c) sulfato de ferro II
d) dióxido de enxofre
2- Indique as fórmulas dos seguintes óxidos:
a) óxido ferroso:
b) dióxido de nitrogênio:
c) anidrido cloroso:
d) óxido de bário:
e)pentóxido de difosforo:
f) óxido de bismuto:
g) óxido de zinco:
3- Classifique e dê nomes aos seguintes óxidos:
a) P2O5
b) Rb2O
c) SO2
d) Na2O2
e) MnO
f) As2O3
g) NO
h) K2O2
i) CO
j) SnO2
k) H2O2
l) Al2O3
4- Escreva as fórmulas dos sais normais resultantes da união, dois a dois, de cada um dos seguintes cátions: K+, Pb2+, Fe3+, Pt4+, a cada um dos seguintes ânions: Br-, SO42-, PO43-, P2O74-.
5- Escreva as reações dos seguintes óxidos com água:
a) Li2O + H2O →
b) Cl2O7 + H2O →
c) SO2 + H2O →
d) CaO + H2O →
e) K2O2 + H2O →
6- Dê os produtos das seguintes reações:
a) 2Na+2H2O→
b) Ca+2H2O→
a) bicarbonato de sódio
b) cloreto brometo de cálcio
c) sulfato de ferro II
d) dióxido de enxofre
2- Indique as fórmulas dos seguintes óxidos:
a) óxido ferroso:
b) dióxido de nitrogênio:
c) anidrido cloroso:
d) óxido de bário:
e)pentóxido de difosforo:
f) óxido de bismuto:
g) óxido de zinco:
3- Classifique e dê nomes aos seguintes óxidos:
a) P2O5
b) Rb2O
c) SO2
d) Na2O2
e) MnO
f) As2O3
g) NO
h) K2O2
i) CO
j) SnO2
k) H2O2
l) Al2O3
4- Escreva as fórmulas dos sais normais resultantes da união, dois a dois, de cada um dos seguintes cátions: K+, Pb2+, Fe3+, Pt4+, a cada um dos seguintes ânions: Br-, SO42-, PO43-, P2O74-.
5- Escreva as reações dos seguintes óxidos com água:
a) Li2O + H2O →
b) Cl2O7 + H2O →
c) SO2 + H2O →
d) CaO + H2O →
e) K2O2 + H2O →
6- Dê os produtos das seguintes reações:
a) 2Na+2H2O→
b) Ca+2H2O→
sexta-feira, 23 de setembro de 2011
Revisão 2º Ano
1) (UFRRJ) Calcule a massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4825 C. Dados; MM da Ag= 108g/mol. Ag+ + 1e-
2) (Fuvest-SP) O alumínio é produzido pela eletrólise de Al2O3 fundido. Uma usina opera com 300 cubas eletrolíticas e corrente de 1,1.105 ampères em cada uma delas. Qual a massa de alumínio, produzida em 1 ano. Considere 1 ano = 3,2.107 segundos
3) (F.M. Itajubá-MG) Submetem-se à eletrólise duas soluções: uma de NaCl e outra de HBr. A carga utilizada é de 1 Faraday. Quais são os volumes liberados de Cl2 (g) e Br2 (g).
4) (Furg-RS) Uma bateria recarregável comercial de Ni-Cd é recarregada em 10h por um carregador de 2,4 V que fornece 9650 C. Suponha que nessa bateria ocorre a passagem do Cd2+ a Cd0. Qual a massa de Cd0 que é produzida sob essas condições? Dados: 1 Faraday=96500 C; MM do Cádmio = 112 g/mol.
5) Na eletrólise da água, qual o volume de gás hidrogênio, a 30°C e 1 atm, produzido por uma corrente de 1,0 A durante 3860s? (volume molar de gás a 30°C e 1 atm = 25L).
2) (Fuvest-SP) O alumínio é produzido pela eletrólise de Al2O3 fundido. Uma usina opera com 300 cubas eletrolíticas e corrente de 1,1.105 ampères em cada uma delas. Qual a massa de alumínio, produzida em 1 ano. Considere 1 ano = 3,2.107 segundos
3) (F.M. Itajubá-MG) Submetem-se à eletrólise duas soluções: uma de NaCl e outra de HBr. A carga utilizada é de 1 Faraday. Quais são os volumes liberados de Cl2 (g) e Br2 (g).
4) (Furg-RS) Uma bateria recarregável comercial de Ni-Cd é recarregada em 10h por um carregador de 2,4 V que fornece 9650 C. Suponha que nessa bateria ocorre a passagem do Cd2+ a Cd0. Qual a massa de Cd0 que é produzida sob essas condições? Dados: 1 Faraday=96500 C; MM do Cádmio = 112 g/mol.
5) Na eletrólise da água, qual o volume de gás hidrogênio, a 30°C e 1 atm, produzido por uma corrente de 1,0 A durante 3860s? (volume molar de gás a 30°C e 1 atm = 25L).
Revisão 3º Ano
1) A reação de butanal com brometo de etil – magnésio seguido de hidrólise,
2) Faça a reação de redução, por hidrogenação catalítica, do ciclo hexeno.
3) Faça a reação de hidrogenação catalítica do propeno em condições apropriadas.
4) Uma substância orgânica reagiu com iodeto de etil – magnésio dando um composto que, depois de hidrolisado, formou metil – etilcetona. Demonstre a reação.
5) Faça a reação de Grignard com ácido acético.
6) Faça a reação de Grignard com o 3-metil butanona.
7) Álcoois podem ser preparados pela reação de aldeídos e cetonas com compostos de Grignard seguido de hidrólise. Essa reação deve ser desenvolvida com reagentes e recipientes secos antes da adição do composto de Grignard. Demonstre a reação entre o cloreto de metilmagnésio e etanal.
8) Sabendo-se que os aldeídos são reduzidos a álcoois primários e as cetonas, a álcoois secundários, escreva as reações de preparação de 1-butanol e de 2-butanol por processos de redução.
9) Faça a reação de hidrogenação catalítica do propino em condições apropriadas.
2) Faça a reação de redução, por hidrogenação catalítica, do ciclo hexeno.
3) Faça a reação de hidrogenação catalítica do propeno em condições apropriadas.
4) Uma substância orgânica reagiu com iodeto de etil – magnésio dando um composto que, depois de hidrolisado, formou metil – etilcetona. Demonstre a reação.
5) Faça a reação de Grignard com ácido acético.
6) Faça a reação de Grignard com o 3-metil butanona.
7) Álcoois podem ser preparados pela reação de aldeídos e cetonas com compostos de Grignard seguido de hidrólise. Essa reação deve ser desenvolvida com reagentes e recipientes secos antes da adição do composto de Grignard. Demonstre a reação entre o cloreto de metilmagnésio e etanal.
8) Sabendo-se que os aldeídos são reduzidos a álcoois primários e as cetonas, a álcoois secundários, escreva as reações de preparação de 1-butanol e de 2-butanol por processos de redução.
9) Faça a reação de hidrogenação catalítica do propino em condições apropriadas.
sábado, 17 de setembro de 2011
Exercícios de Energia de Ligação 2° Ano CSA
1- (FUVEST) Com base nos dados da tabela,
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
H – H 436
Cl – Cl 243
H – Cl 432
pode-se estimar que o ∆H da reação representada por H2(g) + 02(g) --> 2HCl(g), dado em kJ por moI de HCl(g), é igual a:
a) -92,5
b) -185
c) -247
d) +185
e) +92,5
2- (FUVEST/98) Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação. Assim, na reação representada pela equação:
NH3(g) --> N(g) + 3H(g) ∆H =1170 kJ/mol
Sabendo-se que na decomposição:
N2H4(g) --> 2N(g)+ 4H(g) ∆H=1720kJ/mol
são quebradas ligações N - N e N - H, qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N - N?
a) 80 b) 160 c) 344 d) 550 e) 1330
3- (PUC-SP) O dicloroetano, importante matéria-prima da indústria química, é obtido a partir da reação entre o eteno e o gás cloro.
H2C=CH2 + Cl2 --> H2CCl – CClH2
A partir dos valores de energia de ligação listados abaixo ligação energia (kJ/mol)
C = C 612
C – C 348
C – H 412
Cl – Cl 242
C – Cl 338
pode-se afirmar que a entalpia da reação de cloração do eteno é:
a) -170 kJ/mol
b) +506 kJ/mol
c) -506 kJ/mol
d) + 170 kJ/mol
e) + 178 kJ/mol
4- (FFGS-RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo.
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
C – H 413
O = O 494
C = 0 804
O – H 463
Considerando a reação representada por
CH4(g) + 202(g) --> CO2(g) + 2H20(v) , o valor aproximado de ∆H,em kJ, é de:
a) -820 b) -360 c) +106
d) +360 e) +820
5- (UNICAMP) A hidrazina (H2N-NH2)tem sido utilizada como combustível em alguns motores de foguete. A reação de combustão que ocorre pode ser representada, simplificadamente, pela seguinte equação:
H2N-NH2(g) + 02(g) --> N2(g) + 2H20(g)
A variação de entalpia dessa reação pode ser estimada a partir dos dados de entalpia das ligações químicas envolvidas. Para isso, considera-se uma absorção de energia quando a ligação é rompida, e uma liberação de energia quando a ligação é formada. A tabela abaixo apresenta dados de entalpia por mol de ligações rompidas.
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
H – H 436
H – 0 464
N – N 163
N = N 514
N = N 946
C – H 413
N – H 389
O = O 498
O – O 134
C = O 799
a) Calcule a variação de entalpia para a reação de combustão de um mol de hidrazina.
b) Calcule a entalpia de formação da hidrazina, sabendo-se que a entalpia de formação da água no estado gasoso é de -242 kJ.mol-1.
Os exercícios deverão ser entregues no dia 19/09/2011
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
H – H 436
Cl – Cl 243
H – Cl 432
pode-se estimar que o ∆H da reação representada por H2(g) + 02(g) --> 2HCl(g), dado em kJ por moI de HCl(g), é igual a:
a) -92,5
b) -185
c) -247
d) +185
e) +92,5
2- (FUVEST/98) Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação. Assim, na reação representada pela equação:
NH3(g) --> N(g) + 3H(g) ∆H =1170 kJ/mol
Sabendo-se que na decomposição:
N2H4(g) --> 2N(g)+ 4H(g) ∆H=1720kJ/mol
são quebradas ligações N - N e N - H, qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N - N?
a) 80 b) 160 c) 344 d) 550 e) 1330
3- (PUC-SP) O dicloroetano, importante matéria-prima da indústria química, é obtido a partir da reação entre o eteno e o gás cloro.
H2C=CH2 + Cl2 --> H2CCl – CClH2
A partir dos valores de energia de ligação listados abaixo ligação energia (kJ/mol)
C = C 612
C – C 348
C – H 412
Cl – Cl 242
C – Cl 338
pode-se afirmar que a entalpia da reação de cloração do eteno é:
a) -170 kJ/mol
b) +506 kJ/mol
c) -506 kJ/mol
d) + 170 kJ/mol
e) + 178 kJ/mol
4- (FFGS-RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro abaixo.
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
C – H 413
O = O 494
C = 0 804
O – H 463
Considerando a reação representada por
CH4(g) + 202(g) --> CO2(g) + 2H20(v) , o valor aproximado de ∆H,em kJ, é de:
a) -820 b) -360 c) +106
d) +360 e) +820
5- (UNICAMP) A hidrazina (H2N-NH2)tem sido utilizada como combustível em alguns motores de foguete. A reação de combustão que ocorre pode ser representada, simplificadamente, pela seguinte equação:
H2N-NH2(g) + 02(g) --> N2(g) + 2H20(g)
A variação de entalpia dessa reação pode ser estimada a partir dos dados de entalpia das ligações químicas envolvidas. Para isso, considera-se uma absorção de energia quando a ligação é rompida, e uma liberação de energia quando a ligação é formada. A tabela abaixo apresenta dados de entalpia por mol de ligações rompidas.
Ligação Energia de Ligação kJ/mol
H – H 436
H – 0 464
N – N 163
N = N 514
N = N 946
C – H 413
N – H 389
O = O 498
O – O 134
C = O 799
a) Calcule a variação de entalpia para a reação de combustão de um mol de hidrazina.
b) Calcule a entalpia de formação da hidrazina, sabendo-se que a entalpia de formação da água no estado gasoso é de -242 kJ.mol-1.
Os exercícios deverão ser entregues no dia 19/09/2011
domingo, 26 de junho de 2011
Entregar dia 28/06
Lista 2º Ano Química
01- (UFOP MG/2006) Abaixo encontram-se representadas as estruturas de alguns compostos orgânicos.
I H3CCOOH
II CH3CH2OH
III ClCH2COOH
IV CH3CH2NH2
Considerando que a acidez desses compostos pode ser avaliada pela habilidade dos mesmos em ceder um próton (H+) para uma base, responda:
a) Qual desses compostos é o menos ácido? Justifique a sua escolha.
b) Qual desses compostos é o mais ácido?
c) Indique a fórmula estrutural da base conjugada do composto I.
02- Quais dos compostos seguintes são ácidos de Lewis? E quais são bases de Lewis?
1) BF3 2) (CH3)3N: 3)CH3OCH3 4)AlCl3
03- Qual e a base conjugada dos seguintes ácidos?
a)NH3 b)H2O c)H2 d)HCCH e)CH3CH2OH f)H3O+
04- Qual e o ácido conjugado das seguintes bases?
a) H2SO4- b)H2O c)CH3NH2 d)NH2- e) CH3CH2- f)CH3CO2-
01- (UFOP MG/2006) Abaixo encontram-se representadas as estruturas de alguns compostos orgânicos.
I H3CCOOH
II CH3CH2OH
III ClCH2COOH
IV CH3CH2NH2
Considerando que a acidez desses compostos pode ser avaliada pela habilidade dos mesmos em ceder um próton (H+) para uma base, responda:
a) Qual desses compostos é o menos ácido? Justifique a sua escolha.
b) Qual desses compostos é o mais ácido?
c) Indique a fórmula estrutural da base conjugada do composto I.
02- Quais dos compostos seguintes são ácidos de Lewis? E quais são bases de Lewis?
1) BF3 2) (CH3)3N: 3)CH3OCH3 4)AlCl3
03- Qual e a base conjugada dos seguintes ácidos?
a)NH3 b)H2O c)H2 d)HCCH e)CH3CH2OH f)H3O+
04- Qual e o ácido conjugado das seguintes bases?
a) H2SO4- b)H2O c)CH3NH2 d)NH2- e) CH3CH2- f)CH3CO2-
quarta-feira, 15 de junho de 2011
Exercícios
01- De acordo com o conceito de Bronsted – Lowry:
a)defina ácido e base
b) De entre as seguintes espécies
1. HCO3-
2. PO43-
3. NH3
4. HCN
5. H2PO4-
indique, qual ou quais são:
A.ácidos
B.bases
C.anfótero
02- De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry indique, para as reacções apresentadas e para os processos directo e inverso, as substâncias que se comportam como ácidos e as substâncias que se comportam como bases.
a) HCl + H2O → ClO2- + H3O+
b) NH3 + HC2H3O2 → NH4+ + C2H3O2-
c) OCl- + H2O → HOCl + OH-
03- O ácido metanóico, HCOOH, é um ácido fraco, cuja constante de acidez à temperatura de 25°C tem o valor de 1,8×10–4.
Escreva a equação de ionização do ácido metanóico em solução aquosa.
divirtam-se
a)defina ácido e base
b) De entre as seguintes espécies
1. HCO3-
2. PO43-
3. NH3
4. HCN
5. H2PO4-
indique, qual ou quais são:
A.ácidos
B.bases
C.anfótero
02- De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry indique, para as reacções apresentadas e para os processos directo e inverso, as substâncias que se comportam como ácidos e as substâncias que se comportam como bases.
a) HCl + H2O → ClO2- + H3O+
b) NH3 + HC2H3O2 → NH4+ + C2H3O2-
c) OCl- + H2O → HOCl + OH-
03- O ácido metanóico, HCOOH, é um ácido fraco, cuja constante de acidez à temperatura de 25°C tem o valor de 1,8×10–4.
Escreva a equação de ionização do ácido metanóico em solução aquosa.
divirtam-se
Revisão
O Conceito de Arrhenius
Um profundo entendimento químico das propriedades dos ácidos e das bases
emergiu da concepção de Arrhenius. O conceito de Arrhenius, possivelmente o mais antigo, é muito restrito e serve somente quando a água é o solvente.
Em sua versão mais moderna, o conceito de Arrhenius, define os ácidos e as
bases como:
Ácido: qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidroxônio, H3O+, em solução aquosa.
Exemplo: O HCl é um ácido, porque reage com a água de acordo com a equação
HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)
Do mesmo modo, CO2 é um ácido, porque reage com a água para formar ácido
carbônico, H2CO3:
CO2(g) + H2O(l) _ H2CO3(aq),
que sofre posterior reação para produzir H3O+ e HCO3
H2CO3(aq) + H2O(l) _ H3O+(aq) + HCO3–(aq)
Bases: qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidróxido (OH-) em água.
Exemplo: O NaOH, um composto iônico contendo íons Na+ e OH–. Em água, eles
sofrem dissociação:
NaOH→Na+OH
Outros exemplos de base incluem substâncias como NH3 e N2H4, que reagem com
água para produzir OH– :
NH3(g) + H2O(l) _ NH4+(aq) + OH_(aq)
N2H4 + H2O(l) _ N2H5 +(aq) + OH–(aq)
4.2 Conceitos de Brønsted-Lowry
A definição de ácidos e bases, em termos de íons hidroxônio e hidroxila em
água, é muito restrita, porque limita a discussão do fenômeno ácido-base apenas em solução aquosa.
Johannes Brønsted, na Dinamarca e Thomas Lowry, na Inglaterra,
propuseram, em 1923, que a característica essencial de uma reação ácido-base é a transferência de um próton de uma espécie a outra. Neste contexto, um próton é um íon hidrogênio, H+.
Eles sugeriram que:
Ácido: é toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder (doar) prótons.
Base: é toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de receber prótons.
As definições não se referem ao ambiente no qual a transferência de próton
ocorre; elas se aplicam ao comportamento da transferência do próton em qualquer
solvente, e mesmo em nenhum solvente.
Um exemplo de um ácido de Brønsted é o fluoreto de hidrogênio, HF, que pode doar um próton a outra molécula, tal como a água, quando ele se dissolve em água:
HF(g) + H2O(l) H3O+ + F_(aq)
Um exemplo de uma base de Brønsted é a amônia, NH3, que pode aceitar um
próton de um doador de próton:
NH3(g) + H2O(l) NH4 +(aq) + OH_(aq)
Como pudemos observar, a água é um exemplo de uma substância anfiprótica, uma substância que pode atuar tanto como ácido quanto como base de Brønsted.
Como as reações de transferência de prótons ocorrem em ambas às direções, o
comportamento de ácidos e bases é mais adequadamente representado como um
equilíbrio dinâmico.
Este equilíbrio fornece uma descrição mais completa do comportamento do ácido HF e da base NH3 em água do que somente a reação direta.
A simetria de cada uma das reações direta e inversa, que dependem da transferência de próton de um ácido para uma base, é expressa escrevendo-se o equilíbrio de Brønsted geral como
Acido1 + Base2 _ Ácido2 + Base1
A espécie Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1.
A espécie Ácido2 é chamada de ácido conjugado da Base2
A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton.
O ácido conjugado de uma base é a espécie formada quando um próton é ganho.
Então, F- é a base conjugada de HF e H3O+ é o ácido conjugado de H2O.
A classificação de uma substância como ácido ou base depende da reação que
participa. Assim temos:
Ácidos ou protogênicos: capazes de doar prótons. Ex. HF, H2SO4, HCN, etc...
Básicos ou protofílicos: fixam prótons. Ex. NH3, aminas, etc...
Anfipróticos: doam e fixam prótons. Ex. H2O, C2H5OH, etc...
Apróticos: não doam e nem fixam prótons. Ex. C6H6, CHCl3, etc...
As forças dos ácidos de Brønsted
A força de um ácido, tal como HF, em solução aquosa é expressa pela sua
constante de atividade (ou “constante de ionização ácida”), Ka:
O equilíbrio de transferência de próton característico de uma base, tal como
NH3, em água, pode também ser expresso em termos de uma constante de equilíbrio, a constante de basicidade, Kb:
Ácidos e bases fortes e fracos
Uma substância é classificada como ácido forte se o equilíbrio de transferência
de próton encontra-se fortemente a favor da doação para a água. Então,
A base conjugada de qualquer ácido forte é uma base fraca, pois é
termodinamicamente desfavorável para tal base aceitar próton.
Ácidos polipróticos
É uma substância que pode doar mais do que um próton. Um exemplo é o
sulfeto de hidrogênio, H2S, um ácido diprótico.
Para um ácido diprótico, há duas doações de prótons sucessivas e duas constantes de acidez:
Ácidos fortes em água poderão comportar-se como ácidos fracos em solventes mais ácidos (menor afinidade por próton).
Bases fortes em água poderão comportar-se como bases fracas em solventes mais básicos (maior afinidade por próton).
4.2 Acidez de Lewis
A definição de Bronsted-Lowry de ácidos e bases é mais geral que a definição
de Arrhenius, porque remove a restrição de se só referir a reações em solução aquosa.
Além do mais, o conceito de Bronsted-Lowry ainda é restrito em sua finalidade, pois limita a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferência de próton.
Uma teoria mais abrangente de acidez foi introduzida por G.N.Lewis em 1923 e
que define ácido e base com:
Ácido: é uma substância que atua como receptora de par eletrônico.
Base: é uma substância que atua como doadora de par eletrônico.
Simbolizamos um ácido de Lewis por A e uma base de Lewis por :B,
freqüentemente omitindo quaisquer outros pares de elétrons que possam estar
presentes. A reação fundamental dos ácidos e das bases de Lewis é a formação de complexo (ou aduto), AB, onde A e :B unem-se, compartilhando o par eletrônico fornecido pela base..
Exemplo: A + :B A:B (A_B)
H+ + :NH3 NH4 + ac BA
4.2.1 Exemplos de ácidos e bases
São ácidos de Lewis:
1. Todos os ácidos de Brønsted Lowry.
Um próton é um ácido de Lewis porque ele pode se fixar a um par eletrônico,
como na formação de NH4 + a partir do NH3.
2. Todos os cátions.
Um cátion metálico pode ligar-se a um par eletrônico fornecido por uma base em
um composto de coordenação.
Exemplo: a hidratação de Co2+, na qual pares solitário de H2O(atuando como uma
base de Lewis) são doados ao cátion central para originar [Co(OH2)6]2+. Deste modo, o cátion é o ácido de Lewis.
Co2+(aq) + 6H2O(l) [Co(OH2)6]2+(aq)
3. Todos os compostos cujo átomo central não tem o octeto completo.
Exemplo: é o B(CH3)3, que pode aceitar o par solitário do NH3 e de outros doadores. ac ba
4. Moléculas ou íons com o octeto completo que podem rearranjar seus
elétrons de valência e aceitar um par de elétrons adicional.
Exemplo: CO2 atua como um ácido de Lewis quando da formação do HCO3
- aceitando um par eletrônico de um átomo de O no íon OH-:
CO2 + :OH- HCO3 - ac BA
5. Moléculas ou íons que podem expandir seu octeto ao aceitar um par de
elétrons.
Exemplo: formação do complexo [SiF6]2-, quando dois íons F- (as bases de Lewis)
ligam-se ao SiF4 (o ácido).
SiF4 + 2(:F-) SiF6 - ac BA
6. Molécula de camada completa pode ser capaz de usar um dos orbitais
moleculares antiligantes não ocupados para acomodar um par de elétrons
que entra.
Exemplo: A acetona (propanona) atua como uma base e doa um par solitário de
elétrons do O para um orbital antiligante vazio da molécula de I2, que deste modo atua como um ácido.
(CH3)2CO: + I2 (CH3)2CO I2
São bases de Lewis:
1. Todos os ânions. Exemplos: F-, Cl-, etc...
2. Todos os compostos cujo átomo central possua um ou mais pares de
elétrons não compartilhados. Exemplo: H2O, NH3, PCl3, ...
Exercício: Identifique os ácidos e as bases de Lewis nas reações:
(a) BrF3 + F- [BrF4]-
(b) KH + H2O KOH + H2
Resposta: (a) o ácido BrF3 adiciona a base :F-.
(b) o complexo hidreto iônico KH fornece a base H- para deslocar o ácido H+ da água e originar H2 e KOH, onde a base OH- está combinada com um ácido fraco K+.
4.2.2 Reações ácido–base de Lewis
Ácidos e bases de Lewis sofrem uma variedade de reações características. Vamos
aqui revisar algumas destas reações.
1. Formação de complexo:
Exemplo: BF3 + :NH3 F3BNH3
Neste caso, o NH3 funciona como base e o BF3, como ácido. Quando a neutralização ocorre, é formada uma ligação covalente coordenada.
2. Reações de deslocamento: uma base ou ácido de Lewis é deslocado por outro
da mesma espécie.
B A + :B’ :B + A B’ (deslocamento base/base)
Exemplo:
(CH3)2O_BF3 + :NC6H5 (CH3)2O: + F3B_NC6H5 (base/base)
Todas as reações de Brønsted de transferência de próton são deste tipo, como em
HS-(aq) + H2O(l) S2-(aq) + H3O+(aq)
Nesta reação, a base de Lewis H2O desloca a base de Lewis S2- de seu complexo com o ácido H+.
O deslocamento de um ácido por outro também é possível, como na reação
BF3 + H5C6N_SnCl2 F3B_NC6H5 + :SnCl2 (ácido/ácido)
Um profundo entendimento químico das propriedades dos ácidos e das bases
emergiu da concepção de Arrhenius. O conceito de Arrhenius, possivelmente o mais antigo, é muito restrito e serve somente quando a água é o solvente.
Em sua versão mais moderna, o conceito de Arrhenius, define os ácidos e as
bases como:
Ácido: qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidroxônio, H3O+, em solução aquosa.
Exemplo: O HCl é um ácido, porque reage com a água de acordo com a equação
HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)
Do mesmo modo, CO2 é um ácido, porque reage com a água para formar ácido
carbônico, H2CO3:
CO2(g) + H2O(l) _ H2CO3(aq),
que sofre posterior reação para produzir H3O+ e HCO3
H2CO3(aq) + H2O(l) _ H3O+(aq) + HCO3–(aq)
Bases: qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidróxido (OH-) em água.
Exemplo: O NaOH, um composto iônico contendo íons Na+ e OH–. Em água, eles
sofrem dissociação:
NaOH→Na+OH
Outros exemplos de base incluem substâncias como NH3 e N2H4, que reagem com
água para produzir OH– :
NH3(g) + H2O(l) _ NH4+(aq) + OH_(aq)
N2H4 + H2O(l) _ N2H5 +(aq) + OH–(aq)
4.2 Conceitos de Brønsted-Lowry
A definição de ácidos e bases, em termos de íons hidroxônio e hidroxila em
água, é muito restrita, porque limita a discussão do fenômeno ácido-base apenas em solução aquosa.
Johannes Brønsted, na Dinamarca e Thomas Lowry, na Inglaterra,
propuseram, em 1923, que a característica essencial de uma reação ácido-base é a transferência de um próton de uma espécie a outra. Neste contexto, um próton é um íon hidrogênio, H+.
Eles sugeriram que:
Ácido: é toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder (doar) prótons.
Base: é toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de receber prótons.
As definições não se referem ao ambiente no qual a transferência de próton
ocorre; elas se aplicam ao comportamento da transferência do próton em qualquer
solvente, e mesmo em nenhum solvente.
Um exemplo de um ácido de Brønsted é o fluoreto de hidrogênio, HF, que pode doar um próton a outra molécula, tal como a água, quando ele se dissolve em água:
HF(g) + H2O(l) H3O+ + F_(aq)
Um exemplo de uma base de Brønsted é a amônia, NH3, que pode aceitar um
próton de um doador de próton:
NH3(g) + H2O(l) NH4 +(aq) + OH_(aq)
Como pudemos observar, a água é um exemplo de uma substância anfiprótica, uma substância que pode atuar tanto como ácido quanto como base de Brønsted.
Como as reações de transferência de prótons ocorrem em ambas às direções, o
comportamento de ácidos e bases é mais adequadamente representado como um
equilíbrio dinâmico.
Este equilíbrio fornece uma descrição mais completa do comportamento do ácido HF e da base NH3 em água do que somente a reação direta.
A simetria de cada uma das reações direta e inversa, que dependem da transferência de próton de um ácido para uma base, é expressa escrevendo-se o equilíbrio de Brønsted geral como
Acido1 + Base2 _ Ácido2 + Base1
A espécie Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1.
A espécie Ácido2 é chamada de ácido conjugado da Base2
A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton.
O ácido conjugado de uma base é a espécie formada quando um próton é ganho.
Então, F- é a base conjugada de HF e H3O+ é o ácido conjugado de H2O.
A classificação de uma substância como ácido ou base depende da reação que
participa. Assim temos:
Ácidos ou protogênicos: capazes de doar prótons. Ex. HF, H2SO4, HCN, etc...
Básicos ou protofílicos: fixam prótons. Ex. NH3, aminas, etc...
Anfipróticos: doam e fixam prótons. Ex. H2O, C2H5OH, etc...
Apróticos: não doam e nem fixam prótons. Ex. C6H6, CHCl3, etc...
As forças dos ácidos de Brønsted
A força de um ácido, tal como HF, em solução aquosa é expressa pela sua
constante de atividade (ou “constante de ionização ácida”), Ka:
O equilíbrio de transferência de próton característico de uma base, tal como
NH3, em água, pode também ser expresso em termos de uma constante de equilíbrio, a constante de basicidade, Kb:
Ácidos e bases fortes e fracos
Uma substância é classificada como ácido forte se o equilíbrio de transferência
de próton encontra-se fortemente a favor da doação para a água. Então,
A base conjugada de qualquer ácido forte é uma base fraca, pois é
termodinamicamente desfavorável para tal base aceitar próton.
Ácidos polipróticos
É uma substância que pode doar mais do que um próton. Um exemplo é o
sulfeto de hidrogênio, H2S, um ácido diprótico.
Para um ácido diprótico, há duas doações de prótons sucessivas e duas constantes de acidez:
Ácidos fortes em água poderão comportar-se como ácidos fracos em solventes mais ácidos (menor afinidade por próton).
Bases fortes em água poderão comportar-se como bases fracas em solventes mais básicos (maior afinidade por próton).
4.2 Acidez de Lewis
A definição de Bronsted-Lowry de ácidos e bases é mais geral que a definição
de Arrhenius, porque remove a restrição de se só referir a reações em solução aquosa.
Além do mais, o conceito de Bronsted-Lowry ainda é restrito em sua finalidade, pois limita a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferência de próton.
Uma teoria mais abrangente de acidez foi introduzida por G.N.Lewis em 1923 e
que define ácido e base com:
Ácido: é uma substância que atua como receptora de par eletrônico.
Base: é uma substância que atua como doadora de par eletrônico.
Simbolizamos um ácido de Lewis por A e uma base de Lewis por :B,
freqüentemente omitindo quaisquer outros pares de elétrons que possam estar
presentes. A reação fundamental dos ácidos e das bases de Lewis é a formação de complexo (ou aduto), AB, onde A e :B unem-se, compartilhando o par eletrônico fornecido pela base..
Exemplo: A + :B A:B (A_B)
H+ + :NH3 NH4 + ac BA
4.2.1 Exemplos de ácidos e bases
São ácidos de Lewis:
1. Todos os ácidos de Brønsted Lowry.
Um próton é um ácido de Lewis porque ele pode se fixar a um par eletrônico,
como na formação de NH4 + a partir do NH3.
2. Todos os cátions.
Um cátion metálico pode ligar-se a um par eletrônico fornecido por uma base em
um composto de coordenação.
Exemplo: a hidratação de Co2+, na qual pares solitário de H2O(atuando como uma
base de Lewis) são doados ao cátion central para originar [Co(OH2)6]2+. Deste modo, o cátion é o ácido de Lewis.
Co2+(aq) + 6H2O(l) [Co(OH2)6]2+(aq)
3. Todos os compostos cujo átomo central não tem o octeto completo.
Exemplo: é o B(CH3)3, que pode aceitar o par solitário do NH3 e de outros doadores. ac ba
4. Moléculas ou íons com o octeto completo que podem rearranjar seus
elétrons de valência e aceitar um par de elétrons adicional.
Exemplo: CO2 atua como um ácido de Lewis quando da formação do HCO3
- aceitando um par eletrônico de um átomo de O no íon OH-:
CO2 + :OH- HCO3 - ac BA
5. Moléculas ou íons que podem expandir seu octeto ao aceitar um par de
elétrons.
Exemplo: formação do complexo [SiF6]2-, quando dois íons F- (as bases de Lewis)
ligam-se ao SiF4 (o ácido).
SiF4 + 2(:F-) SiF6 - ac BA
6. Molécula de camada completa pode ser capaz de usar um dos orbitais
moleculares antiligantes não ocupados para acomodar um par de elétrons
que entra.
Exemplo: A acetona (propanona) atua como uma base e doa um par solitário de
elétrons do O para um orbital antiligante vazio da molécula de I2, que deste modo atua como um ácido.
(CH3)2CO: + I2 (CH3)2CO I2
São bases de Lewis:
1. Todos os ânions. Exemplos: F-, Cl-, etc...
2. Todos os compostos cujo átomo central possua um ou mais pares de
elétrons não compartilhados. Exemplo: H2O, NH3, PCl3, ...
Exercício: Identifique os ácidos e as bases de Lewis nas reações:
(a) BrF3 + F- [BrF4]-
(b) KH + H2O KOH + H2
Resposta: (a) o ácido BrF3 adiciona a base :F-.
(b) o complexo hidreto iônico KH fornece a base H- para deslocar o ácido H+ da água e originar H2 e KOH, onde a base OH- está combinada com um ácido fraco K+.
4.2.2 Reações ácido–base de Lewis
Ácidos e bases de Lewis sofrem uma variedade de reações características. Vamos
aqui revisar algumas destas reações.
1. Formação de complexo:
Exemplo: BF3 + :NH3 F3BNH3
Neste caso, o NH3 funciona como base e o BF3, como ácido. Quando a neutralização ocorre, é formada uma ligação covalente coordenada.
2. Reações de deslocamento: uma base ou ácido de Lewis é deslocado por outro
da mesma espécie.
B A + :B’ :B + A B’ (deslocamento base/base)
Exemplo:
(CH3)2O_BF3 + :NC6H5 (CH3)2O: + F3B_NC6H5 (base/base)
Todas as reações de Brønsted de transferência de próton são deste tipo, como em
HS-(aq) + H2O(l) S2-(aq) + H3O+(aq)
Nesta reação, a base de Lewis H2O desloca a base de Lewis S2- de seu complexo com o ácido H+.
O deslocamento de um ácido por outro também é possível, como na reação
BF3 + H5C6N_SnCl2 F3B_NC6H5 + :SnCl2 (ácido/ácido)
quinta-feira, 19 de maio de 2011
Revisão 1°Ano
Exercícios 1°Ano
01- (FMU) Considerando-se os compostos. Quais moléculas são polares?
1. SiH4
2. CO2
3. CCl4
4. HCl
5. H2O
02- NH3, H2O e CH4 são, respectivamente, moléculas:
a) polar, polar, apolar
b) polar, polar, polar
c) apolar, apolar, polar
d) polar, apolar, apolar
e) apolar, apolar, apolar
03- Um sólido molecular apoiar é:
a) bastante solúvel em qualquer solvente;
b) pouco solúvel em qualquer solvente;
c) bastante solúvel nos solventes apolares;
d) bastante solúvel nos solventes fortemente polarizados;
e) pouco solúvel nos solventes fracamente polarizados.
04- (PUC) Qual das substâncias abaixo tem molécula apolar linear e apresenta ligações duplas?
a) HCl
b) H2O
c) N2
d) CO2
e) NH3
05- Qual das seguintes substâncias apresenta o ponto de ebulição mais elevado?
CH4
Cl2
Kr
CH3Cl
06- (ITA) Qual das afirmações é falsa?
a) C6H6 é pouco solúvel em H2O.
b) NH3 é uma substância covalente apolar.
c) A molécula H2O tem um dipolo elétrico permanente.
d) A molécula Cl2 é apolar.
07- NH3, H2O e CH4 são moléculas explicáveis por hibridação:
a) sp
b) sp2
c) sp3
d) dsp3
e) d2sp3
08- Qual a hibridação que apresenta um orbital p puro?
09- (OSEC) Qual das afirmações abaixo é incorreta?
a) A molécula H2 é apolar.
b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O.
c) O etanol é bastante solúvel em H2O.
d) A amônia NH3 é covalente apolar.
e) A molécula de água é polar.
10- Escreve as fórmulas de estrutura de :
OF2 PH3 C2H6 H2S ICl
11- Indique justificando, qual ou quais, das seguintes moléculas são polares:
BrI
BCL3
CH2CL2
12- Considere as seguintes moléculas poliatómicas: NF3 BF3
Preveja a geometria de cada uma delas e compare-as relativamente à sua polaridade. Justifique a sua resposta recorrendo ao uso de esquemas.
13- Leia atentamente as seguintes afirmações e assinale, a(s) que considera correta(s):
a) As forças intermoleculares são, tal como as forças intramoleculares, de natureza essencialmente electrostática.
b) Forças de London só podem ocorrer entre moléculas idênticas.
c) As ligações intermoleculares predominantes em moléculas polares como SO2 e HCl são do tipo dipolo permanente – dipolo permanente.
d) A atracção intermolecular em moléculas não polares pode ser interpretada fundamentalmente pela mútua polarização das nuvens electrónicas das moléculas.
14- Dadas as moléculas: CCl4 e BCl3, qual não obedece à regra do octeto?
Números atômicos: C (6), B (5), Cl (17)
15- Se não houvesse hibridação, a fórmula do composto de boro (Z = 5) e flúor (Z = 9) seria:
Exercícios resolvidos
2°no
01. Qual o pH de uma solução de HCl 0,01 M que está totalmente ionizada?
Resolução
HCl → H+ + Cl
10-2M 10-2M + 10-2M
pH = -log[H+]
pH = -log10-2
pH = 2
2. Qual o pH de uma solução de HCN 0,02 molar que está 0,5% ionizada?
Resolução
HCN → H+ + CN-
0,02 M -----100%
xM -----0,5%
x = 10-4M
0,02M → 10-4M + 10-4M
[H+] = 10-4M
pH = -log10-4
pH = 4
3. Qual o pH de uma solução de NH4OH 0,02 M que está 0,5% ionizada?
Resolução
NH4OH → NH+4 + OH-
0,02 M ------ 100%
xM ------ 0,5%
x = 10-4M
0,02M → 10-4M + 10-4M
[OH-] = 10-4M
pOH = -log10-4
pOH = 4
pH + pOH = 14
pH + 4 = 14
pH = 10
4. Qual o pH de uma solução de H2SO4 0,000005 molar?
Resolução
H2SO4 → 2H+ + SO4-
5.10-6M 2.5.10-6M + 5.10-6M
5.10-6M 10-5M + 5.10-6M
[H+] = 10-5M
pH = -log[H+]
pH = -log10-5
pH = 5
05. (PUC-MG) Ao tomar água, um indivíduo diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 2, de 50 mL para 500 mL. O pH da solução resultante, logo após a ingestão de água, é igual a:
a) 0 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
Resolução
pH = 2 – log[H+] = 2 (– 1) log[H+] = – 2 [H+] = 10–2 mol/L
Fazendo a diluição do suco gástrico:
M . V = M’ . V‘
10–2 • 50 =M’ . 500
M’ = 10–3 mol/L concentração molar do H+
Após a diluição
pH = – log[H+]
pH = – log10–3
pH = 3
Resposta: C
06. (UFSCar-SP) O volume do estômago de um adulto varia de 50 mL quando vazio a 1 L quando cheio.
Considerando-se que o volume do estômago é 450 mL e que seu conteúdo é uma solução aquosa com pH igual a 2, calcule:
(Massas molares em g/mol: Na = 23,0;
H = 1,00; C = 12,0; O = 16,0; Cl = 35,4.)
a) quantos mols de H+ estão contidos no estômago;
b) quantos gramas de hidrogenocarbonato de sódio serão necessários para neutralizar a acidez do estômago, supondo-se que todo H+ é proveniente do ácido clorídrico, um ácido forte.
Resolução
A)
pH = -log[H+]
2 = -log[H+]
-2 = log[H+]
H+ = 10-2
H+ = 0,01 mols/L
0,01mols 1 litro
x mols 0,45 litro
x = 0,45 . 0,01
x = 0,0045 = 4,5.10-3
B)
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
1 mol ______ 1mol
x ______ 4,5 •10-3 mol
x = 4,5 •10–3 mol NaHCO3
n = m/M 4,5 •10-3 = m/84
m = 3,78.10-1g
07. (Vunesp-SP) Admita que café tem pH = 5,0 e leite tem pH = 6,0. Sabendo-se que pH = – log[H+] e que pOH = 14, calcule:
a) a concentração de OH- no café;
b) a concentração de H+, em mol/L, em uma “média”de café com leite que contém 100 mL de cada bebida.
Resolução
a) Café pH = 5,0
pH + pOH = 14 5 + pOH = 14 pOH = 9
pOH = 9 – log [OH–] = 9 (– 1) log [OH–] = – 9
[OH–] = 10–9mol/L
b) Café pH = 5,0
pH = 5 – log[H+] = 5 (–1) log [H+] = – 5 [H+] = 1,0 • 10–5 mol/L
Leite pH = 6
pH = 6 – log[H+] = 6 (–1) log [H+] = – 6 [H+] = 1,0 • 10–6 mol/L
Mistura de café com leite:
M’café.V’ + M’leite’.V’’ = M.V
10–5.100 + 10–6.100 = M.200
10–3 + 10–4 = M.200
0,001 + 0,0001 = M.200
M = 5,5 . 10-6 mol/L
08. (Vunesp-SP) Um suco de tomate tem pH = 4,0 e um suco de limão tem pH = 2,0.
Sabendo-se que : pH = – log [H+] e pH + pOH = 14:
a) calcule quantas vezes a concentração de H+ do suco de limão é maior do que a concentração de H+ do suco de tomate;
b) calcule o volume de solução aquosa de NaOH de concentração 0,010 mol/L necessário para neutralizar 100 mL de cada um dos sucos.
Resolução
a) Tomate pH = 4
pH = 4 – log [H+] = 4 (–1) log [H+] = – 4 [H+]t = 1,0 • 10–4 mol/l
Limão pH = 2,0
pH =2 – log [H+] = 2 • (–1) log [H+] = – 2 [H+]l = 1,0 • 10–2 mol/l
[H+] / [H+] = 10-2 / 10-4 = 100
Portanto, [H+]l é 100 vezes maior que a [H+]t .
b) Tomate
nH+ = [H+] • V(L)
nH+ = 10-4 • 10-1
nH+ = 10-5 mol
A reação de neutralização pode ser representada:
H+(aq) + OH–(aq) H2O
10-5 mol 10-5 mol neutralização total
nOH- = M • V(L)
10-5 = 10-2 • V(L)
V = 10-3 L = 1 mL
Limão
nH+ = [H+] • V(L)
nH+ = 10-2 • 10-1
nH+ = 10-3 mol
Reação de neutralização:
H+(aq) + OH–(aq) H2O
10-3 mol 10-3 mol neutralização total
nOH- = M • V(L)
10-3 = 10-2 • V(L)
V = 10-1L = 100 mL
Portanto, o volume de NaOH total utilizado é:
VT = Vl + Vt
VT = 100 + 1
VT = 101ml
1° Lista de exercícios 2° Ano
01- Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 0,01 mol/L.
02- Uma solução apresenta concentração hidrogeniônica igual a 10-11 mol/L. Qual é o seu pOH?
03- Qual o pH de uma solução 0,2M de ácido acético (HAc), sabendo que, nessa diluição, o grau de ionização é igual a 0,5%?
04- Em uma solução aquosa 0,1M, o ácido acético (HAc) está 1% ionizado. Calcular a concentração hidrogeniônica e o pH da solução.
05- Em uma solução de pH=4, um mol de H+ está contido em quantos litros de solução?
06- (Unitau 95) À medida que aumenta [H+] numa solução, o pH e o pOH da solução, respectivamente:
a) não se altera, aumenta.
b) não se altera, diminui.
c) diminui, aumenta.
d) aumenta, diminui.
e) não se altera, não se altera.
1° Lista de exercícios 3° Ano tipo I
01- Para que uma espécie química tenha isômeros ópticos é necessário que sua molécula apresente:
a) um plano de simetria.
b) estrutura planar.
c) pelo menos dois átomos de carbono unidos por ligação dupla.
d) assimetria.
e) estrutura tetraédrica.
02- (Fuvest/SP/1ª Fase/2003) – A molécula da vitamina C (ácido L-ascórbico) tem a fórmula estrutural plana ao lado.
O número de grupos hidroxila ligados a carbono assimétrico é:
a) 0.
b) 1.
c) 2.
d) 3.
e) 4.
03- Das ligações abaixo, qual terá maior tendência a sofrer ruptura heterolítica?
a) CH3 – H.
b) CH3 – CH3.
c) CH3 – NO2.
d) CH3 – NH2.
e) CH3 – F.
04- Fenol (C6H5OH) é encontrado na urina de pessoas expostas a ambientes poluídos por benzeno (C6H6). Na transformação do benzeno em fenol ocorre:
a) substituição no anel aromático.
b) quebra na cadeia carbônica.
c) rearranjo no anel aromático.
d) formação de ciclano.
e) polimerização.
05- A monocloração de um alcano, em presença de luz ultravioleta, produziu os compostos 1-cloro-2-metil propano e 2-cloro-2-metil propano. O nome do alcano é:
a) isopropano.
b) metil butano.
c) metano.
d) butano.
e) metil propano.
06- Das alternativas a seguir, a que contém somente grupos orientadores META é:
a) NO2, Cl, Br.
b) CH3, NO2, COOH.
c) CHO, NH2, CH3.
d) SO3H, NO2, COOH.
e) CH3, Cl, NH2.
07- (Fesp-SP) Quantos derivados monobromados se obtêm durante a bromação do 2-metilpentano?
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
08- (UFSC) Para efetuarmos a cloração total de uma molécula de etano, deveremos utilizar quantas moléculas de cloro?
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 6.
9- (UFMS) Um químico faz uma reação do terc-butano (metilpropano) com Br2, na presença de luz solar ou aquecimento a 300°C. admitindo-se que ocorra apenas monossubstituição, é correto afirmar que o número de produtos formados nessa reação é:
a) 1.
b) 3.
c) 2.
d) 4.
e) 5.
10- (Fuvest-SP) Dois hidrocarbonetos insaturados, que são isômeros, foram submetidos, separadamente, à hidrogenação catalítica. Cada um deles reagiu com H2 na proporção, em mols, de 1:1, obtendo-se, em cada caso, um hidrocarboneto de fórmula C4H10. Os hidrocarbonetos que foram hidrogenados poderiam ser:
a) 1-butino e 1-buteno.
b) 1, 3-butadieno e ciclobutano.
c) 2-buteno e 2-metilpropeno.
d) 2-butino e 1-buteno.
e) 2-buteno e 2-metilpropano.
1° Lista de exercícios 3° Ano tipo II
01- 120)(ITA/SP/1999) - Considere os seguintes compostos orgânicos:
I. 2 – cloro – butano.
II. bromo – cloro – metano.
III. 2, 3 – dicloro – pentano.
IV. 1, 2 , 4 – tricloro – pentano.
Assinale a opção que apresenta as quantidades CORRETAS de carbonos quirais nos respectivos compostos acima:
a) 0 em I; 1 em II; 2 em III; 3 em IV.
b) 1 em I; 0 em II; 2 em III; 2 em IV.
c) 0 em I; 0 em II; 1 em III; 3 em IV.
d) 1 em I; 1 em II; 1 em III; 2 em IV.
e) 1 em I; 0 em II; 1 em III; 2 em IV.
02- (UFF-RJ) A carne-de-sol é produto de artesanato e, em alguns sítios nordestinos, é denominada carne-devento. A carne preciosa é destrinchada em mantas, que são salgadas com camadas de sal grosso e depois estendidas em varais. Sofrem a ação do sereno. Assim que amanhece, a carne é recolhida e, apesar de se chamar carne-de-sol, o grande artífice é o sereno. Quando não se faz a etapa de salgar a carne, esta entra em estado de putrefação e alguns dos aminoácidos provenientes das proteínas em decomposição se convertem,
por ação enzimática e perda de CO2, em aminas. A putrescina e a cadaverina são duas dessas aminas. Por decomposição da lisina obtém-se a cadaverina, de acordo com a reação
H2N(CH2)4CH(NH2)COOH → H2N(CH2)5NH2 + CO2
Lisina Cadaverina
03- Com relação às substâncias lisina e cadaverina, pode-se afirmar que:
a) a lisina e a cadaverina são isômeros funcionais;
b) a cadaverina é uma amina secundária;
c) existem dois átomos de carbono terciários na lisina;
d) a cadaverina apresenta atividade óptica;
e) a lisina apresenta atividade óptica.
04- (PUC-PR) A monocloração do 2-metilpentano pode fornecer vários compostos, em proporções
diferentes. Dos compostos monoclorados isômeros planos, quantos apresentarão carbono quiral ou
assimétricos?
a) 4.
b) 5.
c) 1.
d) 2.
e) 3.
05- (FCC-CE) Numa reação de 2-metilbutano com C_2(g), ocorreu substituição de hidrogênio. Qual o composto clorado obtido em maior quantidade?
a) 1,2,3-tricloropentano.
b) 1-cloro-2-metilbutano.
c) 1-cloro-3-metilbutano.
d) 2-cloro-2-metilbutano.
e) 2,2-dicloropentano.
06- (UFSE) A mononitração do tolueno (metilbenzeno) produz, além de água:
a) somente o-nitrotolueno.
b) somente m-nitrotolueno.
c) somente p-nitrotolueno.
d) mistura de o-nitrotolueno e p-nitrotolueno.
e) mistura de o-nitrotolueno e m-nitrotolueno.
07- O grupo amino (– NH2), ligado ao anel benzênico, nas reações de substituição aromática é orientador:
a) apenas orto.
b) meta e para.
c) apenas meta.
d) orto e meta.
e) orto e para.
08- Sobre a cloração do benzeno em presença de FeCl3, julgue as afirmações:
I. O primeiro cloro substitui qualquer hidrogênio do anel.
II. O segundo cloro entra mais facilmente que o primeiro, pois este ativa a entrada do outro
radical cloro.
III. O radical cloro ligado ao anel benzênico é meta-dirigente.
IV. O radical cloro ligado ao anel benzênico é orto-para-dirigente.
09- (UFBA) Das alternativas a seguir, a que contém somente grupos orientadores meta é:
a) – NO2, – Cl, – Br.
b) – CF3, – NO2, – COOH.
c) – CHO, – NH2, – CH3.
d) – SO3H, – NO2, – COOH.
e) – CH3, – Cl, – NH2.
10- Os lipídeos podem ser classificados como óleos ou gorduras: nos óleos predominam cadeias
insaturadas e nas gorduras predominam cadeias saturadas. Com base nessa afirmação, um óleo é
transformado em gordura, respectivamente, através de um processo, no qual ocorre reação de:
a) saponificação
b) hidrólise ácida
c) esterificação
d) desidratação
e) hidrogenação
01- (FMU) Considerando-se os compostos. Quais moléculas são polares?
1. SiH4
2. CO2
3. CCl4
4. HCl
5. H2O
02- NH3, H2O e CH4 são, respectivamente, moléculas:
a) polar, polar, apolar
b) polar, polar, polar
c) apolar, apolar, polar
d) polar, apolar, apolar
e) apolar, apolar, apolar
03- Um sólido molecular apoiar é:
a) bastante solúvel em qualquer solvente;
b) pouco solúvel em qualquer solvente;
c) bastante solúvel nos solventes apolares;
d) bastante solúvel nos solventes fortemente polarizados;
e) pouco solúvel nos solventes fracamente polarizados.
04- (PUC) Qual das substâncias abaixo tem molécula apolar linear e apresenta ligações duplas?
a) HCl
b) H2O
c) N2
d) CO2
e) NH3
05- Qual das seguintes substâncias apresenta o ponto de ebulição mais elevado?
CH4
Cl2
Kr
CH3Cl
06- (ITA) Qual das afirmações é falsa?
a) C6H6 é pouco solúvel em H2O.
b) NH3 é uma substância covalente apolar.
c) A molécula H2O tem um dipolo elétrico permanente.
d) A molécula Cl2 é apolar.
07- NH3, H2O e CH4 são moléculas explicáveis por hibridação:
a) sp
b) sp2
c) sp3
d) dsp3
e) d2sp3
08- Qual a hibridação que apresenta um orbital p puro?
09- (OSEC) Qual das afirmações abaixo é incorreta?
a) A molécula H2 é apolar.
b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O.
c) O etanol é bastante solúvel em H2O.
d) A amônia NH3 é covalente apolar.
e) A molécula de água é polar.
10- Escreve as fórmulas de estrutura de :
OF2 PH3 C2H6 H2S ICl
11- Indique justificando, qual ou quais, das seguintes moléculas são polares:
BrI
BCL3
CH2CL2
12- Considere as seguintes moléculas poliatómicas: NF3 BF3
Preveja a geometria de cada uma delas e compare-as relativamente à sua polaridade. Justifique a sua resposta recorrendo ao uso de esquemas.
13- Leia atentamente as seguintes afirmações e assinale, a(s) que considera correta(s):
a) As forças intermoleculares são, tal como as forças intramoleculares, de natureza essencialmente electrostática.
b) Forças de London só podem ocorrer entre moléculas idênticas.
c) As ligações intermoleculares predominantes em moléculas polares como SO2 e HCl são do tipo dipolo permanente – dipolo permanente.
d) A atracção intermolecular em moléculas não polares pode ser interpretada fundamentalmente pela mútua polarização das nuvens electrónicas das moléculas.
14- Dadas as moléculas: CCl4 e BCl3, qual não obedece à regra do octeto?
Números atômicos: C (6), B (5), Cl (17)
15- Se não houvesse hibridação, a fórmula do composto de boro (Z = 5) e flúor (Z = 9) seria:
Exercícios resolvidos
2°no
01. Qual o pH de uma solução de HCl 0,01 M que está totalmente ionizada?
Resolução
HCl → H+ + Cl
10-2M 10-2M + 10-2M
pH = -log[H+]
pH = -log10-2
pH = 2
2. Qual o pH de uma solução de HCN 0,02 molar que está 0,5% ionizada?
Resolução
HCN → H+ + CN-
0,02 M -----100%
xM -----0,5%
x = 10-4M
0,02M → 10-4M + 10-4M
[H+] = 10-4M
pH = -log10-4
pH = 4
3. Qual o pH de uma solução de NH4OH 0,02 M que está 0,5% ionizada?
Resolução
NH4OH → NH+4 + OH-
0,02 M ------ 100%
xM ------ 0,5%
x = 10-4M
0,02M → 10-4M + 10-4M
[OH-] = 10-4M
pOH = -log10-4
pOH = 4
pH + pOH = 14
pH + 4 = 14
pH = 10
4. Qual o pH de uma solução de H2SO4 0,000005 molar?
Resolução
H2SO4 → 2H+ + SO4-
5.10-6M 2.5.10-6M + 5.10-6M
5.10-6M 10-5M + 5.10-6M
[H+] = 10-5M
pH = -log[H+]
pH = -log10-5
pH = 5
05. (PUC-MG) Ao tomar água, um indivíduo diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 2, de 50 mL para 500 mL. O pH da solução resultante, logo após a ingestão de água, é igual a:
a) 0 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
Resolução
pH = 2 – log[H+] = 2 (– 1) log[H+] = – 2 [H+] = 10–2 mol/L
Fazendo a diluição do suco gástrico:
M . V = M’ . V‘
10–2 • 50 =M’ . 500
M’ = 10–3 mol/L concentração molar do H+
Após a diluição
pH = – log[H+]
pH = – log10–3
pH = 3
Resposta: C
06. (UFSCar-SP) O volume do estômago de um adulto varia de 50 mL quando vazio a 1 L quando cheio.
Considerando-se que o volume do estômago é 450 mL e que seu conteúdo é uma solução aquosa com pH igual a 2, calcule:
(Massas molares em g/mol: Na = 23,0;
H = 1,00; C = 12,0; O = 16,0; Cl = 35,4.)
a) quantos mols de H+ estão contidos no estômago;
b) quantos gramas de hidrogenocarbonato de sódio serão necessários para neutralizar a acidez do estômago, supondo-se que todo H+ é proveniente do ácido clorídrico, um ácido forte.
Resolução
A)
pH = -log[H+]
2 = -log[H+]
-2 = log[H+]
H+ = 10-2
H+ = 0,01 mols/L
0,01mols 1 litro
x mols 0,45 litro
x = 0,45 . 0,01
x = 0,0045 = 4,5.10-3
B)
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
1 mol ______ 1mol
x ______ 4,5 •10-3 mol
x = 4,5 •10–3 mol NaHCO3
n = m/M 4,5 •10-3 = m/84
m = 3,78.10-1g
07. (Vunesp-SP) Admita que café tem pH = 5,0 e leite tem pH = 6,0. Sabendo-se que pH = – log[H+] e que pOH = 14, calcule:
a) a concentração de OH- no café;
b) a concentração de H+, em mol/L, em uma “média”de café com leite que contém 100 mL de cada bebida.
Resolução
a) Café pH = 5,0
pH + pOH = 14 5 + pOH = 14 pOH = 9
pOH = 9 – log [OH–] = 9 (– 1) log [OH–] = – 9
[OH–] = 10–9mol/L
b) Café pH = 5,0
pH = 5 – log[H+] = 5 (–1) log [H+] = – 5 [H+] = 1,0 • 10–5 mol/L
Leite pH = 6
pH = 6 – log[H+] = 6 (–1) log [H+] = – 6 [H+] = 1,0 • 10–6 mol/L
Mistura de café com leite:
M’café.V’ + M’leite’.V’’ = M.V
10–5.100 + 10–6.100 = M.200
10–3 + 10–4 = M.200
0,001 + 0,0001 = M.200
M = 5,5 . 10-6 mol/L
08. (Vunesp-SP) Um suco de tomate tem pH = 4,0 e um suco de limão tem pH = 2,0.
Sabendo-se que : pH = – log [H+] e pH + pOH = 14:
a) calcule quantas vezes a concentração de H+ do suco de limão é maior do que a concentração de H+ do suco de tomate;
b) calcule o volume de solução aquosa de NaOH de concentração 0,010 mol/L necessário para neutralizar 100 mL de cada um dos sucos.
Resolução
a) Tomate pH = 4
pH = 4 – log [H+] = 4 (–1) log [H+] = – 4 [H+]t = 1,0 • 10–4 mol/l
Limão pH = 2,0
pH =2 – log [H+] = 2 • (–1) log [H+] = – 2 [H+]l = 1,0 • 10–2 mol/l
[H+] / [H+] = 10-2 / 10-4 = 100
Portanto, [H+]l é 100 vezes maior que a [H+]t .
b) Tomate
nH+ = [H+] • V(L)
nH+ = 10-4 • 10-1
nH+ = 10-5 mol
A reação de neutralização pode ser representada:
H+(aq) + OH–(aq) H2O
10-5 mol 10-5 mol neutralização total
nOH- = M • V(L)
10-5 = 10-2 • V(L)
V = 10-3 L = 1 mL
Limão
nH+ = [H+] • V(L)
nH+ = 10-2 • 10-1
nH+ = 10-3 mol
Reação de neutralização:
H+(aq) + OH–(aq) H2O
10-3 mol 10-3 mol neutralização total
nOH- = M • V(L)
10-3 = 10-2 • V(L)
V = 10-1L = 100 mL
Portanto, o volume de NaOH total utilizado é:
VT = Vl + Vt
VT = 100 + 1
VT = 101ml
1° Lista de exercícios 2° Ano
01- Calcular o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 0,01 mol/L.
02- Uma solução apresenta concentração hidrogeniônica igual a 10-11 mol/L. Qual é o seu pOH?
03- Qual o pH de uma solução 0,2M de ácido acético (HAc), sabendo que, nessa diluição, o grau de ionização é igual a 0,5%?
04- Em uma solução aquosa 0,1M, o ácido acético (HAc) está 1% ionizado. Calcular a concentração hidrogeniônica e o pH da solução.
05- Em uma solução de pH=4, um mol de H+ está contido em quantos litros de solução?
06- (Unitau 95) À medida que aumenta [H+] numa solução, o pH e o pOH da solução, respectivamente:
a) não se altera, aumenta.
b) não se altera, diminui.
c) diminui, aumenta.
d) aumenta, diminui.
e) não se altera, não se altera.
1° Lista de exercícios 3° Ano tipo I
01- Para que uma espécie química tenha isômeros ópticos é necessário que sua molécula apresente:
a) um plano de simetria.
b) estrutura planar.
c) pelo menos dois átomos de carbono unidos por ligação dupla.
d) assimetria.
e) estrutura tetraédrica.
02- (Fuvest/SP/1ª Fase/2003) – A molécula da vitamina C (ácido L-ascórbico) tem a fórmula estrutural plana ao lado.
O número de grupos hidroxila ligados a carbono assimétrico é:
a) 0.
b) 1.
c) 2.
d) 3.
e) 4.
03- Das ligações abaixo, qual terá maior tendência a sofrer ruptura heterolítica?
a) CH3 – H.
b) CH3 – CH3.
c) CH3 – NO2.
d) CH3 – NH2.
e) CH3 – F.
04- Fenol (C6H5OH) é encontrado na urina de pessoas expostas a ambientes poluídos por benzeno (C6H6). Na transformação do benzeno em fenol ocorre:
a) substituição no anel aromático.
b) quebra na cadeia carbônica.
c) rearranjo no anel aromático.
d) formação de ciclano.
e) polimerização.
05- A monocloração de um alcano, em presença de luz ultravioleta, produziu os compostos 1-cloro-2-metil propano e 2-cloro-2-metil propano. O nome do alcano é:
a) isopropano.
b) metil butano.
c) metano.
d) butano.
e) metil propano.
06- Das alternativas a seguir, a que contém somente grupos orientadores META é:
a) NO2, Cl, Br.
b) CH3, NO2, COOH.
c) CHO, NH2, CH3.
d) SO3H, NO2, COOH.
e) CH3, Cl, NH2.
07- (Fesp-SP) Quantos derivados monobromados se obtêm durante a bromação do 2-metilpentano?
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
08- (UFSC) Para efetuarmos a cloração total de uma molécula de etano, deveremos utilizar quantas moléculas de cloro?
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 6.
9- (UFMS) Um químico faz uma reação do terc-butano (metilpropano) com Br2, na presença de luz solar ou aquecimento a 300°C. admitindo-se que ocorra apenas monossubstituição, é correto afirmar que o número de produtos formados nessa reação é:
a) 1.
b) 3.
c) 2.
d) 4.
e) 5.
10- (Fuvest-SP) Dois hidrocarbonetos insaturados, que são isômeros, foram submetidos, separadamente, à hidrogenação catalítica. Cada um deles reagiu com H2 na proporção, em mols, de 1:1, obtendo-se, em cada caso, um hidrocarboneto de fórmula C4H10. Os hidrocarbonetos que foram hidrogenados poderiam ser:
a) 1-butino e 1-buteno.
b) 1, 3-butadieno e ciclobutano.
c) 2-buteno e 2-metilpropeno.
d) 2-butino e 1-buteno.
e) 2-buteno e 2-metilpropano.
1° Lista de exercícios 3° Ano tipo II
01- 120)(ITA/SP/1999) - Considere os seguintes compostos orgânicos:
I. 2 – cloro – butano.
II. bromo – cloro – metano.
III. 2, 3 – dicloro – pentano.
IV. 1, 2 , 4 – tricloro – pentano.
Assinale a opção que apresenta as quantidades CORRETAS de carbonos quirais nos respectivos compostos acima:
a) 0 em I; 1 em II; 2 em III; 3 em IV.
b) 1 em I; 0 em II; 2 em III; 2 em IV.
c) 0 em I; 0 em II; 1 em III; 3 em IV.
d) 1 em I; 1 em II; 1 em III; 2 em IV.
e) 1 em I; 0 em II; 1 em III; 2 em IV.
02- (UFF-RJ) A carne-de-sol é produto de artesanato e, em alguns sítios nordestinos, é denominada carne-devento. A carne preciosa é destrinchada em mantas, que são salgadas com camadas de sal grosso e depois estendidas em varais. Sofrem a ação do sereno. Assim que amanhece, a carne é recolhida e, apesar de se chamar carne-de-sol, o grande artífice é o sereno. Quando não se faz a etapa de salgar a carne, esta entra em estado de putrefação e alguns dos aminoácidos provenientes das proteínas em decomposição se convertem,
por ação enzimática e perda de CO2, em aminas. A putrescina e a cadaverina são duas dessas aminas. Por decomposição da lisina obtém-se a cadaverina, de acordo com a reação
H2N(CH2)4CH(NH2)COOH → H2N(CH2)5NH2 + CO2
Lisina Cadaverina
03- Com relação às substâncias lisina e cadaverina, pode-se afirmar que:
a) a lisina e a cadaverina são isômeros funcionais;
b) a cadaverina é uma amina secundária;
c) existem dois átomos de carbono terciários na lisina;
d) a cadaverina apresenta atividade óptica;
e) a lisina apresenta atividade óptica.
04- (PUC-PR) A monocloração do 2-metilpentano pode fornecer vários compostos, em proporções
diferentes. Dos compostos monoclorados isômeros planos, quantos apresentarão carbono quiral ou
assimétricos?
a) 4.
b) 5.
c) 1.
d) 2.
e) 3.
05- (FCC-CE) Numa reação de 2-metilbutano com C_2(g), ocorreu substituição de hidrogênio. Qual o composto clorado obtido em maior quantidade?
a) 1,2,3-tricloropentano.
b) 1-cloro-2-metilbutano.
c) 1-cloro-3-metilbutano.
d) 2-cloro-2-metilbutano.
e) 2,2-dicloropentano.
06- (UFSE) A mononitração do tolueno (metilbenzeno) produz, além de água:
a) somente o-nitrotolueno.
b) somente m-nitrotolueno.
c) somente p-nitrotolueno.
d) mistura de o-nitrotolueno e p-nitrotolueno.
e) mistura de o-nitrotolueno e m-nitrotolueno.
07- O grupo amino (– NH2), ligado ao anel benzênico, nas reações de substituição aromática é orientador:
a) apenas orto.
b) meta e para.
c) apenas meta.
d) orto e meta.
e) orto e para.
08- Sobre a cloração do benzeno em presença de FeCl3, julgue as afirmações:
I. O primeiro cloro substitui qualquer hidrogênio do anel.
II. O segundo cloro entra mais facilmente que o primeiro, pois este ativa a entrada do outro
radical cloro.
III. O radical cloro ligado ao anel benzênico é meta-dirigente.
IV. O radical cloro ligado ao anel benzênico é orto-para-dirigente.
09- (UFBA) Das alternativas a seguir, a que contém somente grupos orientadores meta é:
a) – NO2, – Cl, – Br.
b) – CF3, – NO2, – COOH.
c) – CHO, – NH2, – CH3.
d) – SO3H, – NO2, – COOH.
e) – CH3, – Cl, – NH2.
10- Os lipídeos podem ser classificados como óleos ou gorduras: nos óleos predominam cadeias
insaturadas e nas gorduras predominam cadeias saturadas. Com base nessa afirmação, um óleo é
transformado em gordura, respectivamente, através de um processo, no qual ocorre reação de:
a) saponificação
b) hidrólise ácida
c) esterificação
d) desidratação
e) hidrogenação
terça-feira, 5 de abril de 2011
Matéria do simulado
1º Ano
Estados físicos da matéria (pontos de ebulição e fusão)
Distribuição eletrônica
Tabela periódica (Famílias, períodos)
Propriedades periódicas e aperiódicas.
2º Ano
Concentração em quantidade de matéria (massa, massa molar, quantidade de matéria, volume)
Concentração comum
Calor (formas em trânsito)
Oxidação e nº de oxidação
Estados físicos da matéria (pontos de ebulição e fusão)
Distribuição eletrônica
Tabela periódica (Famílias, períodos)
Propriedades periódicas e aperiódicas.
2º Ano
Concentração em quantidade de matéria (massa, massa molar, quantidade de matéria, volume)
Concentração comum
Calor (formas em trânsito)
Oxidação e nº de oxidação
quarta-feira, 23 de fevereiro de 2011
Questões para o Provão
2° Ano
01- (ENEM – 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro, matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair-se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. O volume do urânio obtido equivale a 132,74 cm3. Dados 1 centímetro cúbico e igual a 1 mL e a massa molar do urânio = 235 g/mol
Resp:
48,08 mol/L
02- (ENEM – 2009.A) Os exageros do final de semana podem levar o individuo 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 leite de magnésia. O leite de magnésia possui 64,8g de hidróxido de magnésio [Mg(OH)2] por litro da solução. Sendo ingerido 9 mL pergunta-se: Dados: Massas molares (em g/mol): Mg = 24,3; O = 16; H = 1.
Calcule:
a) quantidade de matéria
Resp: 1,11 mol
b) concentração em quantidade de matéria
Resp: 123,5 mol/L
03- (ENEM – 2009.V) 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 25 ºC (_H) do
metano, do butano e do octano.
Composto Fórmula molecular Massa molar (g/mol) Massa ( g )
metano CH4 16 200
butano C4H10 58 655
octano C8H18 114 890
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. Nessesentido 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, considere que são gastos, em média, 3L de gás por dia,para cada carro, 2,5 L para cada casa e 16 L de gasolina para cada carro por dia.
Calcule a Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) de cada um dos combustíveis.
Resp:
Metano 4,17 mol/L
Butano 4,5 mol/L
Octano 0,49 mol/L
04- (ENEM – 2010) Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo planeta. O oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da eletrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/L a 20ºC) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O2 em miligramas necessária para realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.
Dados: massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um meio litro de água; calcule a quantidade de matéria e a concentração em quantidade de matéria.?
Resp: 3,33 mol , 6,67mol/L
05- 2010) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase,
prepara-se uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342 g/mol) para uma xicara de 50 mL do líquido. Qual a concentração final, em mol/L, de sacarose nesse cafezinho?
Resp: 0,2
são apenas aperitivos.
Divirtam-se e boa prova!
01- (ENEM – 2006) Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro, matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair-se e tratar-se 1,0 tonelada de minério. O volume do urânio obtido equivale a 132,74 cm3. Dados 1 centímetro cúbico e igual a 1 mL e a massa molar do urânio = 235 g/mol
Resp:
48,08 mol/L
02- (ENEM – 2009.A) Os exageros do final de semana podem levar o individuo 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 leite de magnésia. O leite de magnésia possui 64,8g de hidróxido de magnésio [Mg(OH)2] por litro da solução. Sendo ingerido 9 mL pergunta-se: Dados: Massas molares (em g/mol): Mg = 24,3; O = 16; H = 1.
Calcule:
a) quantidade de matéria
Resp: 1,11 mol
b) concentração em quantidade de matéria
Resp: 123,5 mol/L
03- (ENEM – 2009.V) 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 25 ºC (_H) do
metano, do butano e do octano.
Composto Fórmula molecular Massa molar (g/mol) Massa ( g )
metano CH4 16 200
butano C4H10 58 655
octano C8H18 114 890
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. Nessesentido 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, considere que são gastos, em média, 3L de gás por dia,para cada carro, 2,5 L para cada casa e 16 L de gasolina para cada carro por dia.
Calcule a Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) de cada um dos combustíveis.
Resp:
Metano 4,17 mol/L
Butano 4,5 mol/L
Octano 0,49 mol/L
04- (ENEM – 2010) Todos os organismos necessitam de água e grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. Os processos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem profunda influência na química das águas naturais em todo planeta. O oxigênio é ator dominante na química e na bioquímica da eletrosfera. Devido a sua baixa solubilidade em água (9,0 mg/L a 20ºC) a disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido para medir a quantidade de matéria orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de O2 em miligramas necessária para realizar a oxidação total do carbono orgânico em um litro de água.
Dados: massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um meio litro de água; calcule a quantidade de matéria e a concentração em quantidade de matéria.?
Resp: 3,33 mol , 6,67mol/L
05- 2010) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase,
prepara-se uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342 g/mol) para uma xicara de 50 mL do líquido. Qual a concentração final, em mol/L, de sacarose nesse cafezinho?
Resp: 0,2
são apenas aperitivos.
Divirtam-se e boa prova!
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