Questão 1. Questão 2. Resposta. Resposta

Devido à toxicidade do mercúrio, em caso de derramamento desse metal, costuma-se espa- lhar enxofre no local para removê-lo. Mercú- rio e enxofre reagem, gradativamente, for- mando sulfeto de mercúrio. Para fins de estu- do, a reação pode ocorrer mais rapidamente, se as duas substâncias forem misturadas num almofariz. Usando esse procedimento, foram feitos dois experimentos. No primeiro, 5,0 g de mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram, formando 5,8 g do produto, sobrando 0,2 g de enxofre. No segundo experimento, 12,0 g de mercúrio e 1,6 g de enxofre forneceram 11,6 g do produto, restando 2,0 g de mercúrio.

a) Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei da conservação da massa (Lavoisier) e a lei das proporções definidas (Proust).

b) Existem compostos de Hg (I) e de Hg (II).

Considerando os valores das massas molares e das massas envolvidas nos dois experimen- tos citados, verifique se a fórmula do compos- to formado, em ambos os casos, é HgS ou Hg S₂ . Mostre os cálculos.

Dados: massas molares:

(g mol⁻¹)

mercúrio (Hg) ... 200 enxofre (S) ... 32 Resposta

a) No primeiro experimento, temos uma massa inicial de 5,0 ₊1,0₌6,0g e uma massa final de 5,8 ₊0,2 ₌6,0g.

No segundo experimento, temos uma massa inicial de12,0₊1,6₌13,6g e uma massa final de 11,6₊2,0₌13,6g.

Em ambos os casos, nota-se que a massa dos sistemas permanece constante. Portanto, os dois experimentos estão de acordo com a lei da con- servação da massa (Lavoisier).

Para verificar a lei das proporções definidas (Proust) devemos encontrar a proporção entre as massas dos reagentes:

1º experimento:m m

5,0 0,8 6,25

Hg S

= =

2º experimento:m m

10,0 1,6 6,25

Hg S

= =

com a lei de Proust.

b) Cálculo da proporção entre mercúrio e enxofre nos dois compostos citados:

HgS:m m

200 32 6,25

Hg

S = =

Hg S₂ :m m

400 32 12,5

Hg

S = =

Como nos dois experimentos obteve-se a propor- ção 6,25 (vide itema) entre as massas de mercú- rio e enxofre, o composto formado, em ambos os casos, foi o HgS.

Um dos métodos industriais de obtenção de zinco, a partir da blenda de zinco, ZnS, envol- ve quatro etapas em seqüência:

I. Aquecimento do minério com oxigênio (do ar atmosférico), resultando na formação de óxido de zinco e dióxido de enxofre.

II. Tratamento, com carvão, a alta tempera- tura, do óxido de zinco, resultando na forma- ção de zinco e monóxido de carbono.

III. Resfriamento do zinco formado, que é re- colhido no estado líquido.

IV. Purificação do zinco por destilação fracio- nada. Ao final da destilação, o zinco líquido é despejado em moldes, nos quais se solidifica.

a) Represente, por meio de equação química balanceada, a primeira etapa do processo.

b) Indique o elemento que sofreu oxidação e o elemento que sofreu redução, na segunda etapa do processo. Justifique.

c) Indique, para cada mudança de estado físi- co que ocorre na etapa IV, se ela é exotérmica ou endotérmica.

Resposta a) ZnS 3

2O₂ ZnO SO₂

+ → +

b)

Questão 1

Questão 2

ZnO C Zn CO

+^{2 0}

0 +²

+ +

redução

oxidação

O elemento zinco sofre redução, pois há diminui- ção do seu número de oxidação de₊2 para 0.

O elemento carbono sofre oxidação pois há au- mento do seu número de oxidação de 0 para₊2.

c) Zn_{( )l →}Zn_(g): processo endotérmico (_ΔH_>0) Zn_{(g) →}Zn_{( )l} : processo exotérmico (_ΔH_<0) Zn_{( )l →} Zn_(s): processo exotérmico (_ΔH_<0)

Em um exame, para o preenchimento de uma vaga de químico, as seguintes fórmulas estru- turais foram apresentadas ao candidato:

A seguir, o examinador pediu ao candidato que determinasse, experimentalmente, o ca- lor liberado ao fazer-se a mistura de volumes definidos de duas soluções aquosas, de mes- ma concentração, uma de hidróxido de sódio e outra de um dos três ácidos carboxílicos apresentados, sem revelar qual deles havia sido escolhido. Foi informado ao candidato que, quando o ácido e a base reagem na pro- porção estequiométrica, o calor liberado é máximo.

Os resultados obtidos foram os seguintes:

Volume da solu-

ção de base/mL 0 15 30 35 40 45 50 Volume da solu-

ção de ácido/mL 50 35 20 15 10 5 0 Calor liberado/J 0 700 1400 1500 1000 500 0

Diante dos resultados obtidos, o examinador pediu ao candidato que determinasse qual dos ácidos havia sido utilizado no experimen- to. Para responder, o candidato construiu uma tabela e um gráfico do calor liberado versus x_base, definido como:

x V

V V

base base

base ácido

= + , equivalente a

x n

n n

base base

base ácido

= +

onde:

n=quantidade de ácido ou de base (em mol) V = volume da solução de ácido ou de base (em mL)

a) Reproduza, na página ao lado, a tabela e o gráfico que devem ter sido obtidos pelo candi- dato. Pelos pontos do gráfico, podem ser tra- çadas duas retas, cujo cruzamento correspon- de ao máximo calor liberado.

b) Determine o valor dex_base que correspon- de ao ponto de cruzamento das retas em seu gráfico.

c) Qual foi o ácido escolhido pelo examinador?

Explique.

d) Indique qual é o reagente limitante para o experimento em que o calor liberado foi 1400 J e para aquele em que o calor liberado foi 1500 J. Explique.

Questão 3

H C₃ C C OH H

O OH

ácido láctico

C O OH

C O OH ácido oxálico

H C₂ C O OH

C C

O OH HO

H C₂ C O OH ácido cítrico

xbase Calor

liberado / J 0 700 1400 1500 1000 500 0

Calorliberado/J

1600 1400 1200 1000 800 600 400 200

00 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 xbase

Resposta

a) Aplicando-se a fórmula dada para o cálculo de x_base, pode-se construir a seguinte tabela:

O gráfico do calor liberadoversusx_baseé:

O cruzamento das duas retas indica que o valor máximo de calor liberado é de 1 600 J, aproxima- damente.

b) Pelo gráfico, o valor de x_base que corresponde ao máximo calor liberado é de, aproximadamente, 0,675.

c) Cálculo do volume de base no ponto de máxi- ma liberação de calor:

V_{base =}x_{base ⋅}(V_{base +}V_ácido) V_{base =}0,675 _⋅50₌33,75 mL

Logo, V_ácidoé igual a 16,25 mL.

A relação entre os volumes de base e de ácido nesse ponto é de 33,75 para 16,25, ou seja, apro- ximadamente 2 : 1. Como essa relação é a mes- ma em número de mol, sabe-se que 2 mol da base reagem estequiometricamente com 1 mol do ácido. Tal situação ocorrerá apenas com um áci- do diprótico, nesse caso, oácido oxálico:

2 NaOH ₊H C O_{2 2 4 →}Na C O_{2 2 4 +}2 H O₂ d) Abaixo do ponto de equivalência, o volume de base é inferior a 33,75 mL, o que indica que há um excesso de ácido oxálico presente. Acima do ponto estequiométrico, o volume de base su- pera 33,75 mL, indicando que há excesso de NaOH. Desse modo, quando o calor liberado for 1 400 J, o reagente limitante será ohidróxido de sódio, e quando o calor liberado for 1 500 J, o li- mitante será oácido oxálico.

Foram misturados 2,00 L de um alcano dem átomos de carbono por molécula e 2,00 L de outro alcano denátomos de carbono por mo- lécula, ambos gasosos. Esses alcanos podem ser quaisquer dois dentre os seguintes: meta- no, etano, propano ou butano. Na combustão completa dessa mistura gasosa, foram consu- midos 23,00 L de oxigênio. Todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura.

a) Escreva a equação da combustão completa de um alcano denátomos de carbono por mo- lécula.

Para identificar os dois alcanos que foram misturados, conforme indicado acima, é pre- ciso considerar a lei de Avogadro, que relacio- na o volume de um gás com seu número de moléculas.

b) Escreva o enunciado dessa lei.

c) Identifique os dois alcanos. Explique como chegou a essa conclusão.

Resposta

a) C H 3n 1

2 O

n 2n+2 +⎛ + 2

⎝⎜ ⎞

⎠⎟ →

→n CO₂ +(n +1) H O₂ b) Lei de Avogadro: "Volumes iguais de quaisquer gases medidos nas mesmas condições de pres- são e temperatura contêm o mesmo número de moléculas."

c) As equações genéricas de combustão multipli- cadas por 2 são:

2 C H 2 3n 1

2 O

n 2n+2 + ⎛ + 2

⎝⎜ ⎞

⎠⎟ →

→2n CO₂ +2(n +1) H₂O

2 C H 2 3m 1

2 O

m 2m+2 + ⎛ + 2

⎝⎜ ⎞

⎠⎟ →

→2m CO₂ +2(m+1) H₂O Pela Lei de Avogadro, a relação entre os volumes dos gases, medidos a mesma T e P, é também a relação entre as moléculas gasosas presentes.

Conseqüentemente, temos:

C H_{n 2n+2} C H_{m 2m+2} O₂

2 : 2 : 23

Então:

2 3n 1

2 2 3m 1

2 23

⎛ +

⎝⎜ ⎞

⎠⎟ + ⎛ +

⎝⎜ ⎞

⎠⎟ = 3n ₊3m₌21

x_base Calor

liberado / J 0 700 1400 1500 1000 500 0 0 0,3 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0

Calorliberado/J

1600 1400 1200 1000 800 600 400 200 0

0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0

xbase

Questão 4

Para a equação ser verdadeira,mendevem cor- responder aos números 3 e 4.

Portanto, os alcanos são o propano (C H )_{3 8} e o butano (C H_{4 10}).

Mesmo em regiões não poluídas, a água da chuva não apresenta pH igual a 7, devido ao CO₂atmosférico, que nela se dissolve, estabe- lecendo-se os equilíbrios

CO (g)₂ CO (aq)₂ equilíbrio 1 CO (aq)₂ + H O( )₂ l

H (aq)⁺ + HCO (aq)₃⁻ equilíbrio 2 No equilíbrio 1, o valor da concentração de CO₂ dissolvido na água, [CO₂(aq)], é obtido pela lei de Henry, que fornece a solubilidade do CO₂na água, em função da pressão parcial desse gás,P_CO2, no ar:

[CO₂(aq)]= k P⋅ _CO2,

ondek= 3 5, ×10⁻²mol L⁻¹ atm⁻¹, a 25^oC.

O valor da constante do equilíbrio 2, a 25^oC, é 4,4×10⁻⁷mol L⁻¹.

a) Atualmente, a concentração de CO₂ na at- mosfera se aproxima de 400 ppm. Calcule a pressão parcial de CO₂para um local em que a pressão do ar é 1,0 atm.

b) Escreva a expressão da constante do equi- líbrio 2.

c) Calcule o pH da água da chuva (o gráfico a seguir poderá ajudar, evitando operações como extração de raiz quadrada e de logaritmo).

Observação: ppm=partes por milhão.

Resposta a) Cálculo da pressão parcial do CO₂:

P_CO X_CO P_T

2 = 2 ⋅

P 400

10 1

CO2 = 6 ⋅ P_{CO2 = ⋅}4 10⁻⁴atm

b) A expressão da constante do equilíbrio 2 é:

K [ H ] [ HCO ] [CO ]

2 3

2

= ⁺ ⋅ ⁻

c) Com base nos dados do problema, podemos construir uma tabela:

CO_2(aq)+H O_{2 ( )l} H_(aq)⁺ ₊HCO_3(aq)⁻

início y 0 0

reação ₋x ₊x ₊x

equilíbrio y ₋x x x

Sendo que y ₋x _{= ⋅}k P_CO2 (Lei de Henry), te- mos:

K [ H ] [ HCO ] k P

2 3

CO2

= ⋅

⋅

+ −

K x

k P

2

2 CO2

= ⋅

x² ₌4,4 10_⋅ ⁻⁷ _⋅3,5 10_⋅ ⁻² _{⋅ ⋅}4 10⁻⁴ x _≅ 6,2 10_⋅ ⁻¹²

Cálculo do pH da água da chuva:

pH _{= −}log [ H ]⁺ pH _{= −}log 6,2 10_⋅ ⁻¹² pH _{= −}log 6,2 ₋log 10⁻¹²

pH _{= −}6 log 6,2 (do gráfico, log 6,2 0,4

1

2 ≅ )

pH _≅5,6

A adição de HCl a alcenos ocorre em duas etapas. Na primeira delas, o íon H⁺, pro- veniente do HCl, liga-se ao átomo de carbono da dupla ligação que está ligado ao menor número de outros átomos de carbono. Essa nova ligação (C — H) é formada à custa de um par eletrônico da dupla ligação, sendo ge- rado um íon com carga positiva, chamado carbocátion, que reage imediatamente com o íon cloreto, dando origem ao produto final.

Questão 5

0,5 0,4 0,3 0,2 0,1

0,01 3 5 7 9

x

log()x1/2

Questão 6

H₂ OH

CH₂ C

O

OH CH₂ CH₂

C A reação do 1-penteno com HCl, formando o

2-cloropentano, ilustra o que foi descrito.

a) Escreva a fórmula estrutural do carbo- cátion que, reagindo com o íon cloreto, dá ori- gem ao seguinte haleto de alquila:

b) Escreva a fórmula estrutural de três alce- nos que não sejam isômeros cis-trans entre si e que, reagindo com HCl, podem dar origem ao haleto de alquila do item anterior.

c) Escreva a fórmula estrutural do alceno do itembque não apresenta isomeria cis-trans.

Justifique.

Resposta a) Fórmula do carbocátion:

b) As fórmulas dos alcenos são:

c) O alceno a seguir não apresenta isomeria cis-trans, porque um dos átomos de carbono da insaturação está ligado a dois grupos iguais (áto- mos de H):

Um químico, pensando sobre quais produtos poderiam ser gerados pela desidratação do ácido 5–hidróxi–pentanóico,

,

imaginou que

a) a desidratação intermolecular desse com- posto poderia gerar um éter ou um éster, am- bos de cadeia aberta. Escreva as fórmulas es- truturais desses dois compostos.

b) a desidratação intramolecular desse com- posto poderia gerar um éster cíclico ou um ácido com cadeia carbônica insaturada.

Escreva as fórmulas estruturais desses dois compostos.

Resposta

a) Oéterde cadeia aberta que pode ser formado é:

Oésterde cadeia aberta que pode ser formado é:

b) Oéster cíclicoque pode ser formado é:

1ª etapa CH₃CH CH_{2 2} CH CH₂ H +

2ª etapa C ^_ carbocátion

2ª etapa C^_

CH₃CH CH_{2 2} CH CH₃ C

CH₃CH CH CH_{2 2} CH₂+HC

1ª etapa

=

C C

CH₃CH₂ CH₂CH CH_{2 3} CH₃

CH CH_{3 2} C CH₂CH₂CH₃ CH₃

+

CH CH₃ C CH₂CH₂CH₃ CH₃

CH CH_{3 2} C CHCH₂CH₃ CH₃

CH CH_{3 2} C CH₂CH₂CH₃ CH₂

CH CH_{3 2} C CH₂CH₂CH₃ CH₂

Questão 7

C O HO

CH₂ O CH₂ C O OH

( (₄ ( (₄

O CH₂ C O OH 4(

( CH₂ C

O 4( HO (

H C₂ C

O H C₂ CH₂

C H₂ O

O ácido com cadeia carbônica insaturada que pode ser formado é:

A celulose é um polímero natural, constituído de alguns milhares de unidades de glicose.

Um segmento desse polímero é representado por

Produz-se o acetato de celulose, usado na fa- bricação de fibras têxteis, fazendo-se reagir a celulose com anidrido acético. Um exemplo de reação de triacetilação é:

a) Escreva a unidade monomérica da celulo- se após ter sido triacetilada, isto é, após seus três grupos hidroxila terem reagido com anidrido acético. Represente explicita-

mente todos os átomos de hidrogênio que de- vem estar presentes nessa unidade monomé- rica triacetilada.

b) Calcule a massa de anidrido acético neces- sária para triacetilar 972 g de celulose.

c) Calcule o número de unidades monoméri- cas, presentes na cadeia polimérica de certa amostra de celulose cuja massa molar média é 4,86×10⁵g mol⁻¹.

Dados: massas molares (g mol⁻¹)

anidrido acético ... 102 unidade monomérica da celulose ... 162

Resposta a)

b) Cálculo da massa de anidrido acético:

972 g celulose 1 mol monômero 162 g celulose

m. molar

⋅144424443⋅

⋅3 mol an. acético 1 mol monômero

eq. química

144424443⋅102 g an. acético = 1 mol an. acético

m. molar 144424443

=1 836 g an. acético

c) A partir das massas molares (g_⋅mol⁻¹) pode- mos aferir as massas moleculares (u). Então, o cálculo do número de unidades monoméricas por molécula de celulose é:

4,86 10 u 1 molécula celulose

1 unidade monomérica 1

⋅ 5 ⋅

62 u ⁼

=3 000unidades monoméricas molécula celulose

Existem soluções aquosas de sais e glicose, vendidas em farmácias, destinadas ao trata- mento da desidratação que ocorre em pessoas que perderam muito líquido. Uma dessas so- luções tem a seguinte composição:

CH₂ C O OH 2(

CH ( H₂C

Questão 8

CH OH2

CH OH2

CH OH2

OH O O OO O

O

O O OO

O O OO

OH OH

OH OH

OH

unidade monomérica (C H O )_{6 10 5}

(C H O )_{6 10 5 n}=celulose

H C₂ OH HC H C₂ OH

+3

H C₃ C H C₃ C

O O O glicerol anidrido acético

+

triacetato de glicerila H C₂ O

HC

H C₂ O C O

O C

O

C O

CH₃

CH₃

CH₃

3 H₃C C O OH ácido acético OH

H H

O O

H H

O OOCCH₃H OOCCH₃ CH₂OOCCH₃

Questão 9

Substância

Concentração mol / 500 mL de

solução Cloreto de sódio 1,8 10× ⁻² Citrato de potássio

monoidratado 3,3 10× ⁻³ Citrato de sódio

diidratado 1,7 10× ⁻³

Glicose 6,3 10× ⁻²

a) Calcule a concentração, em mol L⁻¹, dos íons sódio e dos íons citrato, nessa solução.

b) Tal solução aquosa apresenta atividade óp- tica. Qual das espécies químicas presentes é responsável por essa propriedade? Justifique.

Dados:

Resposta

a) Cálculo da concentração molar dos íons sódio (Na )⁺ :

1,8 10 mol NaC 0,5 L solução

2 1

conc. molar

⋅ ⁻ l ⋅

144424443

mol Na 1 mol NaC

f rmula + = 1 244 443l

ó

=3,6 10⋅ ⁻²mol/L (provenientes do Na C_{3 l}) 1,7 10 mol Na Cit

0,5 L solução

3 3

conc. molar

⋅ ⁻

1444424444 13⋅ 3 mol Na44244⁺3= 1 mol Na Cit₃

f rmulaó

=1,02 10⋅ ⁻²mol/L (provenientes do Na Cit₃ ) [Na ]⁺_{total =}[Na ]⁺_{NaCl +}[Na ]⁺ _Na3Cit=

=3,6 10⋅ ⁻²+1,02 10⋅ ⁻²=4,62 10⋅ ⁻²mol/L

Cálculo da concentração molar dos íons citrato (Cit³⁻):

3,3 10 mol K Cit 0,5 L solução

3 3

conc. molar

⋅ ⁻

1444424444 1 23⋅1 mol Cit44 443⁻ = 1 mol K Cit

3 3 f rmulaó

=6,6 10⋅ ⁻³mol/L (provenientes do K Cit₃ ) 1,7 10 mol Na Cit

0,5 L solução

3 3

conc. molar

⋅ ⁻

1444424444 13⋅ 1 mol Cit442443⁻ = 1 mol Na Cit

3 3 f rmulaó

=3,4 10⋅ ⁻³mol/L (provenientes do Na Cit₃ ) [Cit³⁻]_total=[Cit³⁻]_{K 3Cit +}[Cit³⁻]_{Na3Cit =}

=6,6 10⋅ ⁻³+3,4 10⋅ ⁻³= ⋅1 10⁻²mol/L

b) A atividade óptica dessa solução se deve à gli- cose, pois esta apresenta átomos de carbono as- simétricos:

Foi montada uma pilha em que o pólo positi- vo era constituído por um bastão de paládio, mergulhado numa solução de cloreto de palá- dio e o pólo negativo, por um bastão de ní- quel, mergulhado numa solução de sulfato de níquel. As semi-reações que representam os eletrodos são:

Pd²⁺ +2 e⁻ Pd Ni²⁺ +2 e⁻ Ni

a) Escreva a equação que representa a rea- ção química que ocorre quando a pilha está funcionando (sentido espontâneo).

b) O que acontece com as concentrações de Pd²⁺ e Ni²⁺ durante o funcionamento da pi- lha? Explique.

Fórmulas estruturais:

H C OH

C H

HO

H C OH

H C OH

CH OH₂ C

O H

glicose

C O ONa H C₂

C O ONa C

HO

C O ONa H C₂

citrato de sódio

Questão 10

H C* OH H HO

H OH

H OH

CH OH₂ C

O H

carbono assimétrico

=

C* C* C*

C*

c) Os dados da tabela abaixo sugerem que o princípio de Le Châtelier se aplica à reação química que acontece nessa pilha. Explique por quê.

Experi-

mento [Pd²⁺]/ mol L⁻¹[Ni²⁺]/ mol L⁻¹ E/ V

A 1,00 0,100 1,27

B 1,00 1,00 1,24

C 0,100 1,00 1,21

E= diferença de potencial elétrico

Resposta

a) As semi-reações e a equação global da pilha níquel-paládio são:

pólo positivo:

Pd²⁺ ₊2 e⁻

cátodo redução

Pd

pólo negativo:

Ni ânodo oxidação

Ni²⁺ ₊2 e⁻ equação global:

Ni ₊Pd²⁺ Ni²⁺ ₊Pd

b) Durante o funcionamento da pilha, a concentra- ção de Pd²⁺ diminui (reagente) e a concentração de Ni²⁺ aumenta (produto).

c) Analisando-se os dados tabelados, nota-se que a diminuição da concentração molar de Ni²⁺ (produto) faz com que a diferença de potencial aumente em relação ao valor padrão (1,24 V). Em contrapartida, a diminuição da concentração mo- lar de Pd²⁺ (reagente) diminui a diferença de po- tencial da pilha. Isto está de acordo com o Princí- pio de Le Chatelier, uma vez que a diminuição da concentração de um produto desloca o equilíbrio no sentido direto (aumento do potencial) e a dimi- nuição da concentração de um reagente desloca o equilíbrio no sentido inverso (diminuição do po- tencial).

Química – uma prova sem surpresas

Os enunciados clássicos foram longos, com muitos dados, fórmulas e gráficos, possivelmente in- timidando muitos candidatos. A prova apresentou 50% de questões de média e alta dificuldade, o que deve ser apropriado para cumprir as finalidades da prova.

Algumas das mais fundamentais leis da Química estiveram presentes: Lavoisier, Proust e Avoga- dro.

Química Geral e Descritiva

20%

Físico- Química

40%

Química Orgânica 40%