Química C – Superintensivo
Exercícios
01) D
Na − sódio 1 mol — 23 g — 6 . 1023 átomos
1,15 g — x
x = 0,3 . 1023 = 3 . 1022 átomos
02) A
1 mol de HC contém 6 . 1023 moléculas de HC.
Como 1 molécula de HC contém 1 átomo de H e 1 átomo de C, 6 . 1023 moléculas de HC contêm 6 . 1023
átomos de H e 6 . 1023 átomos de C. 03) E CH mol C H mol 4 2 6 0 5 15 : , : , 2 mols 1 6 10 2 23 mol moléculas mols x ___ . ___ x = 12 . 1023 moléculas 04) C 1 . 10−8 mol em 1 L x mol em 3 L x = 3 . 10−8 mol 1 6 10 3 10 23 8 mol moléculas mols y ___ . . − ___ y = 18 . 10−8 . 1023 y = 18 . 1015 = 1,8 . 1016 moléculas 05) D 1 176 7 05 10 6 8 6 3 mol de C H O g mol x ___ , . − ___ x = 1240,8 . 10−3 = 1,24 g = 1240 mg 1240 62 = 20 06) E Zinco Fígado mg g x g 4 100 1700 g (1,7 kg) ___ ___ x = 68 mg 1 mol Zn — 65,4 g — 6 . 1023 átomos 0,068 g — y y = 0,0062 . 1023 átomos = 6,2 .1020 átomos 07) D 1 200 2 4 quilate mg quilates x ___ , ___ x = 480 mg 1 mol de C — 12 g — 6 . 1023 átomos y — 0,48 g — z y = 0 48 12 , = 0,04 mol z = 0 48 6 10 12 23 , . . = 0,24 . 1023 = 2,4 . 1022 átomos 08) A 1 6 02 10 3 23 mol moléculas mols x ___ , . ___ x = 18,06 . 1023 = 1,8 . 1024 moléculas 1 6 02 10 5 23
mol molé culas
mols y ___ , . ___ y = 30,1 . 1023 = 3,01 . 1024 moléculas 09) D 1 0 mg 200 pág. pág. x ___ tinta ___ x = 2000 mg = 2 g de tinta 2 g . 90% = 1,8 de carbono 1 mol C — 12 g — 6 . 1023 átomos 1,8 g — y y = 0,9 . 1023 = 9 . 1022 átomos
10) C 1 mol Fe — 56 g — 6 . 1023 átomos 4,28 . 10−5 mol — x x = 239,68 . 10−5 g = 2,39 . 10−3 g = 2,39 mg 1 colher — 2,39 mg y colheres — 12 mg y = 5 colheres 11) D
A lei de Lavoisier só pode ser verificada experimentalmente, caso não haja nenhuma perda de massa dos reagentes ou produtos para o ambiente, ou seja, o experimento deve ocorrer em sistema fechado.
12) C
Os produtos formados pesarão mais de 10 kg, pois o combustível reagirá com o oxigênio do ar (reação de combustão), e esse oxigênio entrará na composição dos produtos (vapor d'água e gás carbônico).
13) C
Hidrogênio (H )2
Massa inicial Massa final Massa que reagiu
10 g x= 2,9 g y= 7,1 g Cloro (C ) 2 Produto (HC ) 500 g 145 g 355 g 0 w w Massa de cloro que reagiu: 500 − 145 = 355 g
x = 10 355 500 . x = 7,1 g w = 7,1 g + 355 g = 362,1 g (aproximadamente 365 g) 14) E Sódio (2Na)
Padrão (massas molares) Pergunta
2.23 g x
Oxigênio (O )2 Produto (Na O )2 2
32 g 78 g 156 g 46 78 156 g g x g ___ ___ x = 92 g 15) D C 1ª experiência 2ª experiência 12 g 36 g O2 CO2 32 g 96 g 44 g 132 g
a) Errada. X é igual à soma das massas dos reagentes. b) Errada. X = 44 e Y = 96.
c) Errada. Y = 96; o dobro da massa de C que reage seria 2 . 12 = 24.
d) Certa. As proporções estão corretas, logo pode-se fazer a divisão equivalente.
e) Errada. Y = 96 g. 16) B Fe Experimento 1 Adicionado Reage 40 g 28 g(40 – 12) 3Br FeBr3 120 g 120 g 148 g 148 g Fe Experimento 2 Adicionado Reage 7 g 7 g 3Br FeBr3 40 g 3 .X 37 g 37 g X = 10 g, pois (7 + 3 . X = 37), logo: 1 56 7 mol Fe g X mol g ___ ___ 1 80 30 mol Br g Y mol g ___ ___ X = 0,125 Y = 0,375 0 125 0 125 , , = 1 0 375 0 125 , , = 3
Ou seja, 1 mol de Fe para 3 mols de Br — FeBr3. 17) A
1. Soluto − Disperso; 2. Solvente − Dispersante; 3. Solução diluída − Pouco soluto; 4. Solução concentrada − Muito soluto. 18) B
Pela análise da tabela observa-se que, na temperatura de 20 °C, o máximo de KC que pode ser dissolvido em 100 g de água é 34 g. Como a quantidade adicionada é de 40 g, haverá excesso de 6 g de KC (solução saturada com 6 g de soluto não dissolvido).
19) A Ks 30 °C = 220 g/ 100 g H2O (isso dá 320 g de solução) Sacarose: X g/ Y g H2O = 160 g de solução ou Sacarose + H2O = Solução 200 g + 100 g = 320 g X + Y = 160 g X = 110 g Y = 50 g Assim, tem-se: 110 g/ 50 g. Ks 0 °C = 180 g/ 100 g H2O ou Ks 0 °C = 90 g/ 50 g H2O O máximo que se dissolve em 50 g da água a 0 °C é 90 g. Com a adição de 110 g haverá excesso de 20 g. 20) E
Ks 20 °C = 34 g/ 100 g H2O X g/ 450 g H2O X = 153 g.
21) C
Em 25 g de solução havia 5 g de soluto e 20 g de solvente. Proporcionalmente:
Soluto + solvente = solução 5 g + 20 g = 25 g x + 300 g
x = 75 g.
A quantidade máxima que 300 g de água dissolvem nessa temperatura é de 75 g. Assim, ao adicionar 80 g de soluto, a solução será saturada com 5g de corpo de fundo. 22) V – F – V – V – F – F
01. Verdadeira. Pela tabela observa-se que quanto maior a temperatura, menor é a solubilidade dessas duas substâncias. Assim, um decréscimo de temperatura favorecerá sua solubilidade.
02. Falsa. Ks AgNO3 20 °C = 222 g/100 g H2O. Assim, 100 g de água dissolvem até 222 g do sal. A adição de 200 g faz com que a solução seja insaturada (abaixo do limite de dissolução).
03. Verdadeira. Ks AgNO3 10 °C = 170 g/100 g H2O. A adição de 200 g está acima do limite de solubilidade, que é de 170 g. Assim, haverá formação de 30 g (200 – 170) de soluto precipitado.
04. Verdadeira. O aumento da pressão favorece a so-lubilização de solutos gasosos. É o que ocorre nos refrigerantes e águas gaseificadas, por exemplo. 05. Falsa. Comparando as solubilidades a 10 °C:
Ks AgNO3 10 °C = 170 g/100 g H2O Ks Li2CO3 10 °C = 1,52 g/100 g H2O
A 10 °C haverá muito mais íons livres no AgNO3, assim será melhor a condução de corrente elétrica nessa solução.
06. Falsa. Ks O2 20 °C = 0,004 g/100 g H2O ou Ks O2 20 °C = 0,04 g/1000 g.
Quantidade que satura 1 L (100 g) = 0,04 g O2: 32 g ––– 1 mol
0,04 g ––– x
23) E – C – E – C – E a) Errada. É o NaNO3.
b) Certa. Sua curva praticamente não varia nessa faixa de temperatura.
c) Errada. Isso não ocorre com o Ce2(SO4)3. d) Certa. A solução será insaturada, pois todo o
KC será dissolvido nessa temperatura. e) Errada. A 40 °C 100 g de água dissolvem até
75 g de KNO3. Adicionando 90 g haverá ex-cesso e formará corpo de fundo de 15 g. Isso só não ocorrerá se a solução for preparada à temperatura maior, resfriada e permanecer sem interferência (repouso).
24) 44
01. Errada. É solúvel dependendo da tempera-tura e quantidade de soluto adicionado. 02. Errada. Considera-se temperatura ambiente
média 25 °C, na qual o NaC é mais solúvel. 04. Certa. Possuem mesma solubilidade na tem-peratura apresentada (as curvas se tocam). 08. Certa. Grandes variações de temperatura
provocam pequenas mudanças em sua so-lubilidade.
16. Errada. Substâncias diferentes terão solubi-lidade igual ocasionalmente, e quando isso ocorre é apenas em uma dada temperatura. 32. Certa. Considera-se temperatura ambiente
média 25 °C, na qual o NaC é menos solúvel. 25) E
Como as latas são idênticas, considera-se que a diferença nas massas está no açúcar:
331,2 – 316,2 = 15 g de açúcar em 300 mL x g em 1000 mL (1L)
x = 50g/L 26) B
Soluto + solvente = solução 12,5 + x = 100 g x = 87,5
27) A
Soluto + solvente = solução 40 g + 160 g = 200 g 40 g em 200 g ou
20 g em 100 g de solução: 20%
28) B
Soluto + solvente = solução 100 g + x = 500 g 100 g ––– 20% y ––– 100% y = 500 g x = 400 g 29) E massa volume 1,19 g ––– 1 mL x g ––– 100 mL x = 1,19 . 100 x = 119 g 30) E
1 ppm (uma parte por milhão) = 1 g soluto 1 000 000 g solvente 1 ppm = 1 . 10–6 Cloro a 1,5% = 1,5 g soluto 100 g solvente = 0,015 ou 1,5 . 10 –2 1 ppm ––– 1,10–6 x ppm ––– 1,5 . 10–2 x = 1,5 . 10 1. 10 − − 2 6 ⇒ x = 1,5 . 10–2 . 10+6 ⇒ x = 1,5 . 104 = 15 000 ppm 31) D 1 mol NaC ––– 58,5 g x mol ––– 0,9 g x = 0,0154 mol 0,0154 mol ––– 100 mL y ––– 1000 mL (1L) x = 0,154 mol/L 32) B
Balão 1: 1 mol ––– 1000 mL (1 L) = 1 mol/L = 1 M Balão 2: 0,5 mol ––– 500 mL
x mol ––– 1000 mL (1 L) x = 1 mol/L = 1 M
Balão 3: 0,1 mol ––– 100 mL y mol ––– 1000 mL (1 L) y = 1 mol/L = 1 M 33) D = 10 mol/L 10 mol/L X mol/L 450 mL 50 mL 500 mL 1mol 100 mL M1 . V1 = M2 . V2 10 . 50 = x . 500 x = 1 mol/L
*Se o volume aumentou 10 vezes (de 50 para 500 mL), a concentração cai 10 vezes (de 10 para 1 mol/L). 34) D 0,05 M V1 100 mL 0,5 M X M1 . V1 = M2 . V2 0,05 . V1 = 0,5 . 100 V1 = 50 0 05, ⇒ V1 = 1000 mL Volume evaporado = 1000 – 100 = 900 mL
*Se a concentração aumentou 10 vezes é porque o volume diminui 10 vezes (de 1000 para 100). Assim, o volume evaporado é de 900 mL. 35) B 25% V1 10 L 75% Vágua C1 . V1 = C2 . V2 25 . V1 = 7,5 . 10 V1 = 75 25 ⇒ V1 = 3 L Vágua = 10 – 3 = 7 L 36) C 0 15 1 0 2 0 03 0 30 1 0 1 0 03 , , , , , , mol L x mol L x mol mol L y mol L y m −− −− = −− −− = ool 0,06 mol em 0,3 L Z mol em 1 L Z = 0 06 0 3 , , = 0,2 mol/L Outro método: (M1 . V1) + (M2 . V2) = MF . VF (0,15 . 200) + (0,3 . 100) = MF . 300 30 + 30 = MF . 300 MF = 60 300 = 0,2 mol/L
37) C 0,2 mol/L 300 mL 0,1 mol/L 200 mL 22,4 g/L 500 mL X mol/L 1000 mL 0,2 mol ––– 1 L x mol ––– 0,3 L x = 0,06 mol 0,1 mol ––– 1 L y mol ––– 0,2 L y = 0,02 mol 1 mol H2SO4 ––– 98 g z mol ––– 29,4 g z = 0,3 mol ––– 1 L w mol ––– 0,5 L w = 0,15 mol 38) C 0,25 600 mL 1,5 V2 1,2 VF (M1 . V1) + (M2 . V2) → MF . VF (0,25 . 600) + (1,5 . V2) = 1,2 . (V1+V2) 150 + 1,5V2 = 1,2 . (600 + V2) 150 + 1,5V2 = 720 + 1,2V2 0,3V2 = 570 V2 = 1900 mL 39) C
a) Errada. Pela reação, há a liberação de 242 Kj por ½ mol de O2. Consequentemente, seriam 484 Kj por 1 mol de O2.
b) Errada. A energia é liberada (calor no lado dos produtos representa calor liberado).
c) Certa. Para cada mol de água, 242 Kj são libe-rados.
d) Errada. São 484 Kj liberados por mol de O2. e) Errada. A energia é liberada.
40) B
a) Certa. Nas duas reações observa-se que ocorre formação de CO2 e o ΔH é negativo (reação exotérmica).
b) Errada. O carbono grafite é mais estável que o carbono diamante.
c) Certa. Na combustão ocorre liberação de energia. d) Certa. Conversão grafite – diamante:
–393,5 – (–395,4) = –393,5 + 395,4 = +1,9 Kj. e) Certa. Absorve 1,9 Kj.
41) E
I. Exotérmico – os reagentes são gasosos e o produto sóli-do. Na mudança de gasoso para sólido ocorre liberação de energia.
II. Endotérmico – reagentes líquidos e produtos gasosos. A passagem de líquido para gasoso ocorre com absorção de energia.
III. Exotérmico – a entalpia de formação da água ocorre com liberação de energia.
IV. Endotérmica – todo rompimento de ligação ocorre com absorção de energia (rompimento da ligação entre H2). a) Errada. II é endotérmica.
b) Errada. São exotérmicas. c) Errada. São endotérmicas. d) Errada. I e III são exotérmicas. 0,06 + 0,02 + 0,15 = 0,23 mol/L Outro método: (M1 . V1) + (M2 . V2) + (M3 . V3) = MF . VF (0,2 . 300) + (0,1 . 200) + (0,3 . 500) = MF . 1000 60 + 20 + 150 = MF . 100 MF = 230 1000 = 0,23 mol/L
e) Certa. I libera maior energia que III, pois em I tem--se a água no estado sólido e em III no estado de vapor. O estado sólido possui menor energia que o estado de vapor.
Assim, para chegar ao estado sólido, é liberada maior quantidade de energia em I.
42) C C2H5OH ––– 330 kcal 1 mol = 46 g x g ––– 561 kcal 330 . x = 46 . 561 ∴ x = 78,2 g d = 0,782 g ––– 1 mL 78,2 g ––– y y = 100 mL 43) B 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2 (6 . –94) + (6 . –58) → –242 + 6 . 0 –564 – 348 → –242 –912 –242 ΔH = Hfinal – Hinicial ΔH = –242 – (–912) ΔH = +670 Kcal/mol
A fotossíntese é um processo endotérmico em que ocorre absorção da energia proveniente do sol. 44) B Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O –986,1 – 393,5 → –1206,9 – 241,8 –1379,6 → –1448,7 ΔH = Hfinal – Hinicial ΔH = –1448,7 – (–13779,6) ΔH = –69,1 KJ/mol 45) A 46) D I. Manter II. Inverter I. C + O2 → CO2 II. H2 + O2 → H2O C + O2 + H2 → H2O 1 2 3 2 ∆H1 = − 94,1 ∆H2 = − 68,3 → exotérmica ∆H = − 162,4 47) –4215 KJ/mol I. Manter.
II. Multiplicar por 8 (pois precisa eliminar o SO2 que não aparece no final).
III. Multiplicar por 8.
I. S8 + 8O2 → 8SO2
II. 8SO2 + 4O2 → 8SO3
III. 8SO3 + 8H2SO4 → 8H2S2O7 S8 + 12O2 + 8H2SO4 → 8H2S2O7 ∆H1 = − 2375 ∆H2 = − 800 ∆H3 = − 1040 ∆H = − 4215 KJ/mol 48) D VO 2 = 0,05 mol ––– 1 s x mol ––– 60 s (1 min.) x = 3 mols VNO 2 = 4 . 0,05 mol = 0,2 mol ––– 1 s y mol ––– 60 s y = 12 mols 1 mol NO2 ––– 46 g 12 mol ––– z z = 552 g 49) B
Entre 2 e 5 min. (120 a 300 seg.): V = ∆ ∆ [ ] t ⇒ V = 0 4 0 75 2 , − , − ⇒ V = –0,3 ⇒ –0,1 ⇒ V = 0,1 mol/L . min.
50) D
Um ponto importante para analisar gráficos de concen-tração é determinar quem são os reagentes e quem são os produtos. No gráfico em questão, duas curvas (Z e Y) iniciam em zero e progridem respectivamente para 2 e 4 mol/L. São os produtos que no início da reação não existem e ao final estão em concentração máxima. A curva X inicia em concentração máxima e diminui chegando a zero. É o reagente que vai sendo consumido ao longo da reação.
Considerando as concentrações, observa-se que X de-cresce na mesma velocidade em que Y aumenta. Assim, as duas concentrações devem variar na mesma veloci-dade. Z, no entanto, aumenta na metade do tempo que Y. Assim: X → Y + ½Z ou 2X → 2Y + Z.
51) C
a) Errada. A etapa mais rápida é a que tem menor energia de ativação, etapa II.
b) Errada. É a mais rápida.
c) Certa. Possui a maior energia de ativação, será a etapa mais lenta.
d) Errada. É a mais lenta.
d) Errada. Para essa determinação, observa-se que a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, ou seja, a reação absorve energia sendo endotérmica.
52) 15
Para a análise das afirmações, leve-se em questão que a reação direta é endotérmica e a reação inversa é exo-térmica.
01. Certa. A representa a energia de ativação da reação inversa – exotérmica.
02. Certa. B representa o ΔH da reação nos dois sentidos, o que mudaria seria apenas o sinal.
04. Certa. Para a reação direta, que é endotérmica, Y são os produtos e C representa sua energia.
08. Certa. Na reação endotérmica, direta, a energia de ativação é a distância entre o patamar onde se encon-tra X (energia dos reagentes) e o ponto E (complexo ativado).
53) B
I. Errada. A maioria das colisões não é efetiva por não ter orientação correta ou energia suficiente.
II. Certa. Quanto maior o número de colisões efetivas, maior a probabilidade de formação do complexo ati-vado, assim, mais rápida a reação.
III. Certa. As colisões que não possuem orientação correta ou energia suficiente não levam à formação de produto.
IV. Errada. Quanto maior a energia de ativação, maior é a barreira a ser rompida para a formação de produtos. Assim, mais lenta é a reação.
54) F – F – V – V
(Falsa) O catalisador diminui a energia de ativação tornando a reação mais rápida.
(Falsa) O aumento de temperatura aumenta a energia cinética das moléculas, aumentando a possibilidade de colisões efetivas, por isso acelera a reação. (Verdadeira) Quanto maior o contato entre as
molé-culas, maior a possibilidade de choques eficazes, que levam à formação de produto.
(Verdadeira) Quanto maior o número de colisões favoráveis ou efetivas, maior a velocidade da reação. 55) D
I. Certa. Os catalisadores diminuem a energia de ativação acelerando a reação.
II. Certa. Os catalisadores diminuem a barreira a ser rompida pelas moléculas reagentes para iniciar a reação (energia de ativação).
III. Errada. As reações ocorreriam, entretanto, de maneira mais lenta.
IV. Certa. As enzimas funcionam como catalisadores em diversas reações que ocorrem nos organismos vivos.
56) 03
01. Certa. A curva II representa um caminho mais curto, com catalisador, e a curva I um caminho mais longo, sem catalisador.
02. Certa. O caminho II é mais curto, ou seja, mais rápido que o caminho I.
04. Errada. Catalisadores não alteram o valor de ΔH, pois não afetam as energias dos reagentes e dos produtos.
08. Errada. O complexo ativado na curva I é maior (“topo da montanha”).
16. Errada. Catalisadores não interferem na entalpia final da reação, apenas aceleram uma ocorrência. 57) A
1 – c: O vento “empurra” maior quantidade de oxigênio em direção à mata, aumentando assim sua concen-tração, o que aumenta a velocidade da reação. 2 – d: A temperatura baixa de um refrigerador ou
congelador faz com que a reação de degradação dos alimentos seja mais lenta.
3 – b: A água oxigenada, ao entrar em contato com uma enzima presente no sangue chamada catalase, tem sua decomposição acelerada.
4 – a: A madeira em lascas (combustível) possui maior contato com o oxigênio (comburente), fazen-do com que a reação de queima seja mais rápida. 58) E
Pela análise do enunciado tem-se: A B Velocidade Experiência 1 x y v 2x y 2 2 = 4 4v coeficiente de A A B Velocidade Experiência 2 x y v x 2y 1 2 = 2 2v coeficiente de B Assim, v = K[A]2 . [B]. 59) B
a) Errada. Em reações reversíveis, a ocorrência nos dois sentidos existe a partir do início da reação. Isso não quer dizer que o equilíbrio tenha sido atingido.
b) Certa. O que caracteriza o equilíbrio químico é a velocidade das reações direta e inversa ser igual.
c) Errada. No equilíbrio, na maioria das vezes, existirão reagentes e produtos, com concen-trações que não mais variam.
d) Errada. Não é isso que caracteriza o equilíbrio químico, mas a ocorrência simultânea e em mesma velocidade das reações direta e inversa. e) Errada. As concentrações de produtos e
rea-gentes podem ser diferentes. 60) V – F – V – V – F
(Verdadeira) No equilíbrio as concentrações não mais variam, permanecendo reagentes e produtos. (Falsa) Pode haver um equilíbrio com mais de
uma fase (heterogêneo).
(Verdadeira) As concentrações não mais variam e por isso dão uma relação constante.
(Verdadeira) as reações direta e inversa continu-am ocorrendo, de maneira oposta e constante; (Falsa) Para considerar equilíbrio químico, não
ocorrem trocas de energia e matéria com o am-biente.
61) C
Expressão da Kc: Kc = [H2]3 . [N
2] / [NH3]2
Utilizando as concentrações no equilíbrio com a correção do volume do recipiente: H2: 6 mols / 5 L = 1,2 mol/L N2: 2 mols / 5 L = 0,4 mol/L NH3: 4 mols / 5 L = 0,8 mol/L Kc = (1,2)3 . (0,4) / (0,8)2 Kc = 1,728 . 0,4 / 0,64 Kc = 0,69 / 0,64 Kc = 1,08 62) A
a) Errada. A reação direta que leva à formação de amônia é exotérmica. Assim, altas temperaturas desfavorecem sua formação, pois deslocam o equilíbrio para a esquerda. b) Certa. Como a temperatura alta não favorece a formação
do produto, o uso do catalisador acelera a reação mantendo a viabilidade econômica.
c) Certa. A alta pressão favorece a reação direta que ocorre com contração de volume (de 4 para 2 volumes).
d) Certa. Catalisadores aceleram a reação sem interferir nas concentrações de reagentes e produtos.
e) Certa. A amônia condensa a –33 °C, passando ao estado líquido. Nessa temperatura, os gases H2 e N2 permanecerão no estado gasoso, podendo assim ser separados da amônia. 63) B
I. Certa. O aumento da pressão favorece a reação que ocorre com diminuição de volume. A reação inversa (direita para a esquerda) ocorre com contração de volume (de 2 para 1 volume).
II. Certa. A adição de um reagente através do aumento da sua concentração desloca o equilíbrio para o lado oposto ao da adição.
III. Errada. Os volumes de gases são diferentes, assim, mu-danças na pressão afetarão o equilíbrio.
IV. Errada. Desloca o equilíbrio para a esquerda. 64) A
I. Certa. Ao acrescentar monóxido de carbono (lado esquer-do), o equilíbrio será deslocado para o lado contrário ao da adição (lado direito) formando mais quantidade de dióxido de carbono (CO2).
II. Errada. A adição de um gás inerte faz com que aumente a pressão no sistema. Como os volumes gasosos são iguais nos dois lados da reação, o aumento de pressão não irá interferir no equilíbrio.
65) C
a) Errada. A reação direta, que se quer aumentar o rendimento, é exotérmica. O aumento na temperatura favorece a reação endotérmica, que absorve calor, ou seja, a reação inversa. O aumento da pressão favoreceria a reação direta. b) Errada. A diminuição da temperatura favoreceria, entretanto, a diminuição da pressão favorece a reação que ocorre
com expansão de volume, ou seja, reação inversa (de 2 para 3 volumes).
c) Certa. Diminuição de temperatura favorece a reação exotérmica (direta) e aumento da pressão favorece a reação que ocorre com diminuição de volume (direta).
d) Errada. Deveria diminuir a temperatura e aumentar a pressão. e) Errada. Deveria diminuir a temperatura e aumentar a pressão. 66) B
Quanto maior o valor de Ka, maior a acidez da substância. Assim:
II (6,2 . 10–10) < V (3,0 . 10–8) < I (1,8 . 10–5) < IV (1,8 . 10–4) < III (1,1 . 10–2)
ordem crescente de acidez 67) B
a) Errada. [H+] . [OH–] = 10–14.
b) Certa. O valor de Kw varia com a temperatura e na condição padrão de 25 °C é de 10–14.
c) Errada. em meio ácido, [H+] > 10–7.
d) Errada. em meio básico, [H+] < 10–7.
e) Errada. em meio neutro, [H+] = 10–7.
70) E
[OH–] = 0,01 mol/L
[OH–] = 10–2 mol/L
pOH = –log [OH–]
pOH = –log10–2 pOH = –(–2) pOH = +2 pH + pOH = 14 pH + 2 = 14 pH = 14 – 2 pH = 12 71) D [OH–] = 5 . 10–4 mol/L
pOH = –log [OH–]
pOH = –log5 . 10–4
pOH = –log5 –log10–4
pOH = –0,7 –(–4) pOH = -0,7 + 4 pOH = 3,3 pH + pOH = 14 pH + 3,3 = 14 pH = 14 – 3,3 pH = 10,7 72) B Solução A: [OH–] = 0,0001 mol/L [OH–] = 10–4 mol/L
pOH = –log [OH–]
pOH = –log10–4 pOH = –(–4) pOH = 4 pH + pOH = 14 pH + 4 = 14 pH = 14 – 4 pH = 10 Solução B: [H+] = 0,01 mol/L [H+] = 10–2 mol/L pH = –log [H+] pH = –log10–2 pH = –(–2) pH = 2 pH + pOH = 14 2 + pOH = 14 pOH = 14 – 2 pOH = 12 68) B
a) Errada. Entre vinagre e suco gástrico há uma dife-rença de duas unidades de pH.
Assim, o suco gástrico é 100 vezes mais ácido que o vinagre. Cada unidade de pH representa 10 vezes mais forte ou mais fraco.
b) Certa. A diferença é de 5 unidades (100000), ou seja, 100.000 vezes.
c) Errada. A água do mar é mais alcalina que a saliva (maior pH) e menos ácida que o vinagre.
d) Errada. O limpa-forno é o que possui maior pH. As-sim, é o que contém maior quantidade de hidroxila por litro (maior [OH–]).
e) Errada. O suco gástrico, de pH 1,0, é fortemente ácido. 69) B [H+] = 10–5 mol/L pH = –log [H+] pH = –log10–5 pH = –(–5) pH = +5
73) C
I. Certa. Nas pilhas, a energia química é transformada em energia elétrica através de uma reação de oxir-redução.
II. Errada. Isso ocorre na eletrólise.
III. Certa. A eletrólise é um processo que ocorre de forma contrária ao funcionamento de uma pilha.
74) 46
01. Errada. No magnésio ocorre oxidação (perda de elétrons), será, portanto, o ânion.
02. Certa. Ocorre perda de elétrons (oxidação). 04. Certa. Os elétrons fluem do ânodo (magnésio onde
ocorre oxidação) para o cátodo (prata onde ocorre redução).
08. Certa. A reação apresentada está correta. 16. Errada. A prata é o cátodo – polo positivo. 32. Certa. Na prata ocorre redução (recebe elétrons) –
polo positivo. 75) E
Comparando os potenciais de redução, observa-se que a prata possui maior potencial.
Assim, a prata deveria sofrer redução e o ferro oxidação. O contrário, como é proposto, não ocorre.
a) Errada. A equação mostra a prata sofrendo oxidação e o ferro redução (isso não ocorre).
b) Errada. Para reagir, a prata metálica (Ag0) deveria
perder elétrons para o ferro em solução (Fe2+). Isso
não ocorre pois a prata não oxida na presença de ferro (reação não espontânea de acordo com os potenciais apresentados).
c) Errada. A prata não oxida em presença de ferro. d) Errada. A diferença de potencial para a reação
pro-posta é de –1,24 V (não espontânea). e) Certa. A reação não ocorre.
76) A
Comparando os potenciais de redução apresentados, observa-se que o do cobre é maior.
Assim, o cobre sofrerá redução (perda de elétrons) e o zinco sofrerá oxidação (ganho de elétrons).
01. Errada. O fluxo vai do zinco (sofre oxidação) para o cobre (sofre redução).
02. Errada. Como mostra o desenho, a lâmina de zinco diminui (perde peso) e a de cobre aumenta (ganha peso). Isso ocorre pois os elétrons migram do ele-trodo de zinco para o de cobre.
03. Certa. Na ocorrência da reação, elétrons saem da barra de zinco para a solução (Zn0 → Zn2+). Se a
concentração de Zn2+ já for alta, isso dificultará esse
processo de transferência de elétrons.
04. Certa. Os elétrons, ao chegarem ao eletrodo de co-bre, serão recebidos por íons Cu2+, que se tornarão
cobre metálico (Cu0). Assim, o aumento da [Cu2+]
favorece o recebimento de elétrons.
05. Errada. O cobre recebe elétrons, reduzindo, sendo assim o agente oxidante.
77) D
Eletrólise do NaC aquoso:
e– e– ânodo + – cátodo
C
–
C
– H+ H+ cuba resistente ao calor O H+ tem preferência de descarga em relação ao Na+
e o C– tem preferência em relação ao OH–.
Ânodo: 2C– → C 2(g) + 2e
Cátodo: 2H+ + 2e → H 2(g)
a) Errada. No cátodo é produzido H2. b) Errada. No ânodo é produzido C2. c) Errada. No cátodo é produzido H2.
d) Certa. Com a presença da água, a reação pode ser representada dessa forma.
