07.04) Alternativa D A condutividade elétrica dos metais ocorre devido à presença de elétrons livres na estrutura.

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Texto

(1)

QUI 4A aula 07

07.01) Alternativa D

I) Alumínio – metal leve usado na construção civil e que sofre pouca corrosão. II) Cobre – metal que misturado ao estanho forma a liga metálica chamada de bronze.

III) Tungstênio – metal com elevado ponto de fusão que é utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes.

07.02) Alternativa D

I) Átomos iguais ligados lado a lado, formando uma estrutura sólida – ligação metálica = Ferro

II) Átomos com raios diferentes ligados lado a lado, formando uma estrutura sólida – ligação iônica = Cloreto de sódio

III) Átomos ligados formando moléculas, formando uma substância no estado gasoso – ligação covalente = Dióxido de carbono

07.03) Alternativa B

A substância X possui alto ponto de fusão, não conduz no estado sólido, mas conduz em solução aquosa – Substância iônica

A substância Y possui ponto de fusão relativamente baixo, não conduz eletricidade e é solúvel em solventes apolares – Substância molecular

07.04) Alternativa D

A condutividade elétrica dos metais ocorre devido à presença de elétrons livres na estrutura.

07.05) Alternativa D

Os amálgamas são ligas metálicas que está sempre presente o metal mercúrio

(Hg).

07.06) Alternativa D

O aço comum é uma liga de Ferro (Fe) + Carbono (C). 07.07) Alternativa E

Os metais geralmente são sólidos que possuem alta condutividade elétrica e térmica, devido à presença dos elétrons deslocalizados.

(2)

07.08) Alternativa C

A fórmula estrutural do CO2 é:

O = C = O

07.09) Alternativa D

A fórmula eletrônica do HNO3 deve respeitar a regra do octeto, em que os átomos

têm oito elétrons na camada de valência, exceto o hidrogênio, que fica com dois.

07.10) Alternativa C H2  H – H N2  N ≡ N CO2  O = C = O F2  F – F 07.11) 05 (01 – 04) 01) Correta.

CaCℓ2 = metal + não metal – ligação iônica – sólido

02) Incorreta

NaCℓ = metal + não metal – ligação iônica – sólido 04) Correta

Cℓ2 = não metal + não metal – ligação covalente – gasoso

08) Incorreta

Na2O = metal + não metal – ligação iônica – sólido

16) Incorreta

O2 = não metal + não metal – ligação covalente – gasoso

07.12) Alternativa B

Os metais são condutores elétricos devido à presença de metais deslocalizados na estrutura, que estão “livres” e possuem mobilidade para fazer a condução de eletricidade.

07.13) Alternativa A

Composto iônico (metal + Br) = CaBr2

(3)

07.14) Alternativa A

Os elementos I e II quando se ligam, formam ligação covalente, ou seja, são elementos não metálicos.

Quando o elemento III se liga ao I e ao II, forma ligação iônica, indicando grande diferença de eletronegatividade. O elemento III é um metal.

07.15) Alternativa B H2O H – O – H HNO2 H – O – N = O NaHS Na+[H – S]– 07.16) Alternativa D

A molécula de SF6 não obedece à regra do octeto, pois o enxofre fica com 12

elétrons na camada de valência:

07.17) Alternativa E

Os metais são materiais que apresentam boa condutibilidade elétrica no estado sólido.

Ferro, bronze e latão apresentam ligações metálicas. 07.18) Alternativa E

O bário é um metal alcalino terroso (grupo 2) e tende a perder dois elétrons quando se liga ao oxigênio.

(4)

O composto I é capaz de conduzir eletricidade no estado sólido, indicando que apresenta ligação metálica em sua estrutura.

Elemento com 2 elétrons na valência, 3º período = Mg Elemento com 3 elétrons na valência, 3º período = Aℓ Elemento com 7 elétrons na valência, 3º período = Cℓ

O composto II apresenta ponto de fusão relativamente baixo, indicando ligação covalente:

AℓCℓ3

*Alumínio e cloro fazem ligação covalente, pois a diferença de eletronegatividade entre os dois elementos é menor que 1,6.

O composto III apresenta alto ponto de fusão e ebulição, indicando ligação iônica: MgCℓ2

07.20)

a) O cloro irá formar ligação covalente com o hidrogênio e carbono, pois a diferença de eletronegatividade entre os dois elementos é pequena.

b)

QUI 4A aula 08

08.01) Alternativa D

A molécula NH3 apresenta entre os átomos ligações covalentes (não metal + H).

Estas ligações resultado do compartilhamento de elétrons que estão mais deslocados para um dos átomos, resultando em uma molécula polar (existe diferença de eletronegatividade entre os elementos).

08.02) Alternativa D

(5)

O = O

Possui uma ligação covalente σ do tipo p – p e uma ligação covalente π. 08.03) Alternativa D

A molécula representada possui 1 ligação sigma e 2 ligações pi, ou seja, uma tripla ligação entre átomos.

N2  N ≡ N

08.04) Alternativa C A estrutura do HCℓ é: H – Cℓ

Faz uma ligação σ do tipo s – p. 08.05) Alternativa E

A estrutura do Cℓ2 é:

Cℓ – Cℓ

Faz uma ligação σ do tipo p – p. 08.06) Alternativa D

A estrutura do H2S é:

H – S – H

Faz duas ligações σ do tipo s – p. 08.07) Alternativa E

A molécula do gás nitrogênio (N2) apresenta duas ligações pi em uma tripla ligação.

N2  N ≡ N

08.08) Alternativa D

O composto NaCℓ faz ligação iônica (metal + não metal). 08.09) Alternativa C

A molécula do gás nitrogênio (N2) apresenta uma tripla ligação.

N2  N ≡ N

08.10) Alternativa D

HI (hidrogênio + não metal)  Ligação covalente NH3 (não metal + hidrogênio)  Ligação covalente

(6)

08.11) Alternativa D

Uma substância sólida que é isolante elétrico não pode apresentar ligações metálicas, pois senão iria conduzir eletricidade.

08.12) Alternativa E

O Germânio (Ge) pertence à família 4A, logo, possui quatro elétrons na camada de valência e pode fazer 4 ligações covalentes.

O hidreto de germânio tem fórmula GeH4.

08.13) Alternativa D

Elementos de uma mesma família possuem comportamento semelhante. O oxigênio se combina com o hidrogênio da seguinte forma: H2O. Como enxofre e selênio

estão no mesmo grupo, apresentam o mesmo comportamento: H2S e H2Se.

08.14) Alternativa D

O argônio é um gás nobre, possui a camada de valência completa e não faz ligações químicas com outros elementos em condições normais. O gás argônio é monoatômico, representado pela fórmula molecular: Ar.

08.15) Alternativa E

O composto Aℓ2O3 (metal + não metal) apresenta ligação iônica.

08.16) Alternativa B

As fórmulas estruturais do H2S e SO2 são:

H – S – H O = S  O

Sua representação pelas fórmulas eletrônicas é:

08.17)

1) Incorreta. Para Dalton, o átomo era indivisível e indestrutível.

2) Incorreta. O estanho é do grupo 14 e possui quatro elétrons na camada de valência.

3) Incorreta. As ligações metálicas realizadas pelo ferro não são explicadas pela teoria do octeto.

4) Correta. A maleabilidade é uma propriedade dos metais que faz com que sejam usados na confecção de embalagens e utensílios.

(7)

08.18) Alternativa C

A substância X conduz eletricidade no estado líquido, mas não no estado sólido – característica de substância iônica.

A substância Y não conduz eletricidade em nenhum estado – característica de substância molecular.

08.19)

Fórmula estrutural da uréia:

08.20)

7N 1s2 2s2 2p3

QUI 4B aula 07

07.01) Alternativa E

Valor médio de iodo = 40 mg/kg sal NaI = 150 g/mol

1 mol NaI  1 mol I

150 g NaI  127 g I

x  40 mg I

x = 47,25 mg NaI/kg sal

47,25 mg NaI  1 kg sal

(8)

y = 47250 mg  47,25 g NaI 07.02) Alternativa C 12,44 – 7,15 = 5,29 g F que reage Xe + x F XeFx 9,13 g 5,29 g 0,07 mol 0,28 mol

1 mol 4 mol (proporção)

x = 4 XeF4

07.03) Alternativa B

A mistura inicial tem 8 mol de NO2 e 6 mol de O3, Como a proporção é 2 NO2 : 1

O3, o ozônio está em excesso e o NO2 é o limitante.

O produto da reação deve apresentar moléculas de O3 que está em excesso no

sistema, logo, o produto correto é I. 07.04) Alternativa B 2 mol H2S  1 mol SO2 5 mol H2S 2 mol SO2 Excesso Limitante 1 mol SO2  3 mol S 1 mol SO2  96 g S 2 mol SO2  x x = 192 g S 07.05) Alternativa D Fe + S  FeS 56 g Fe 32 g S 100 g Fe 50 g S Excesso Limitante

1 mol S  1 mol FeS

32 g S  88 g FeS

50 g S  x

(9)

07.06) Alternativa C

2 Aℓ + Cr2O3  Aℓ2O3 + 2 Cr

54 g Aℓ 152 g Cr2O3

5,4 kg Aℓ 20 kg Cr2O3

Limitante Excesso

2 mol Aℓ  2 mol Cr

54 g Aℓ  104 g Cr 5,4 kg Aℓ  x x = 10,4 kg Cr 07.07) Alternativa A CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O 44 g CO2 80 g NaOH 5 g CO2 8 g NaOH Excesso Limitante

2 mol NaOH  1 mol Na2CO3

80 g NaOH  106 g Na2CO3

8 g NaOH  x

x = 10,6 kg Na2CO3

1 mol CO2  2 mol NaOH

44 g CO2  80 g NaOH

y  8 g NaOH

y = 4,4 g CO2

5 g CO2 – 4,4 g CO2 que reage = 0,6 g CO2 excesso

07.08) Alternativa B N2 + 3 H2  2 NH3 1 mol N2 3 mol H2 1 v N2 3 v H2 4 L N2 9 L H2 Excesso Limitante 07.09) Alternativa C

(10)

2 CH3CHO + O2  2 CH3COOH

2 mol CH3CHO 1 mol O2

88 g CH3CHO 32 g O2

22 g CH3CHO 16 g O2

Limitante Excesso

2 mol CH3CHO  2 mol CH3COOH

88 g CH3CHO  120 g CH3COOH 88 g CH3CHO  x x = 30 g CH3COOH 07.10) Alternativa C 1 mol H2  2 g x  0,32 g x = 0,16 mol  1,6 ⋅ 10–1 mol 1 mol O2  32 g x  0,32 g x = 0,01 mol  1,0 ⋅ 10–2 mol 07.11) Alternativa B 2 H2 + O2  2 H2O 2 mol H2  1 mol O2 x  0,01 mol x = 0,02 mol H2 Excesso = 0,16 – 0,02 = 0,14 mol H2 07.12) Alternativa A Volumes iguais de SO2 e O2 = V 2 SO2 + O2  2 SO3 2 v 1 v V V (0,5 V reage + 0,5 V excesso)

Volume inicial dos reagentes = 2 V

2 V  100%

0,5 V  x

(11)

07.13) Alternativa B 12,25 g  100% x  80% x = 9,8 g H3PO4 1 mol H3PO4  1 mol Na3PO4 98 gH3PO4  164 g Na3PO4 9,8 gH3PO4  y y = 16,4 g Na3PO4 07.14) Alternativa B H2 P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T 1 ⋅ 1 = n ⋅ 0,082 ⋅ 298 n = 0,04 mol Cℓ2 P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T 5 ⋅ 1 = n ⋅ 0,082 ⋅ 298 n = 0,20 mol H2 + Cℓ2  2 HCℓ

1 mol 1 mol 2 mol

0,04 mol 0,04 mol 0,08 mol

reage formado

Quantidade de Cℓ2 restante:

0,20 mol – 0,04 mol = 0,16 mol

08 , 0 16 , 0 = 2 07.15) Alternativa C 2 Cr + 6 HCℓ  2 CrCℓ3 + 3 H2 2 mol Cr 6 mol HCℓ 104 g Cr  219 g HCℓ 156 g Cr  x x = 328,5 g HCℓ

(12)

07.16) Alternativa D

O óxido de cromo III possui 85% de massa pura.

1 mol Cr2O3  3 mol H2 152 g Cr2O3  3 ⋅ 22,4 L H2 0,85 ⋅ 5 g Cr2O3  x x = L 152 4 , 22 3 5 85 , 0    07.17) Alternativa E

2 Aℓ + 3 H2SO4  Aℓ2(SO4)3 + 3 H2

2 mol Aℓ  3 mol H2

54 g Aℓ  6 g H2 x  12 g H2 x = 108 g Aℓ 144 g  100% 108 g Aℓ  y y = 75% 07.18) Alternativa B 2 mol C6H5Cℓ  1 mol C14H9Cℓ5 225 g C6H5Cℓ  354,5 g C14H9Cℓ5 1 t C6H5Cℓ  x x = 1,575 t C14H9Cℓ5 1,575 t  100% y  80% y = 1,26 t 07.19)

Multiplicar a equação 1 por 5 para somar: Equação 1: 10 NaN3(s)  10 Na(s) + 15 N2(g)

Equação 2: 10 Na(s) + 2 KNO3(s)  5 Na2O(s) + K2O(s) + N2(g)

Equação global: 10 NaN3(s) + 2 KNO3(s)  5 Na2O(s) + K2O(s) + 16 N2(g)

(13)

10 molNaN3  16 mol N2 2 molNaN3  x x = 3,2 mol N2 P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T P ⋅ 70 = 3,2 ⋅ 8,3 ⋅ 300 P = 113,8 kPa b)

10 molNaN3  5 mol Na2O

2 molNaN3  x

x = 1 mol Na2O  62 g

10 molNaN3  1 mol K2O

2 molNaN3  y

y = 0,2 mol K2O  18,8 g

10 molNaN3  2 mol KNO3

2 molNaN3  z

x = 0,4 mol KNO3 reage

2 – 0,4 = 1,6 mol KNO3 está em excesso  161,6 g

62 g + 18,8 g + 161,6 g = 242,4 g de sólidos 07.20) a) NH4NO2(s)  Δ N2(g) + 2 H2O(g) b) 1 molNH4NO3  1 mol N2 64 gNH4NO3  22,4 L N2 12,8 gNH4NO3  x x = 4,48 L N2 4,48 L  100% y  80% y = 3,584 L N2

(14)

QUI 4B aula 08 08.01) Alternativa D Proteínas 300 g  100% x  3% x = 9 g ⋅ 4 = 36 kcal Gorduras 300 g  100% y  4% y = 12 g ⋅ 9 = 108 kcal Carboidratos 300 g  100% z  5% z = 15 g ⋅ 4 = 60 kcal

Total de calorias = 36 + 108 + 60 = 204 kcal 08.02) Alternativa D

Dissociação de molécula de hidrogênio em átomos – Endotérmico Condensação de vapor de água – Exotérmico

Queima de álcool – Exotérmico Fusão do gelo – Endotérmico O estudante cometeu 2 erros. 08.03) Alternativa D C12H22O11 + 12 O2  12 CO2 + 11 H2O –2224 + 12 ⋅ 0 12 ⋅ (–393) + 11 ⋅ (–286) ΣHreagentes –2224 ΣHprodutos –7862 ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes ΔH = –7862 – (–2224) ΔH = –5638 kJ 1 mol C12H22O11  342 g  –5638 kJ 200 g  x

(15)

x = 3297 kJ 10000 kJ  100% 3297 kJ  y y = 32,97%  33% 08.04) a) exotérmica b) endotérmica c) exotérmica d) endotérmica 08.05) a) formação b) combustão c) água ; hidrogênio d) gás carbônico ; carbono e) neutralização 08.06) –13,8 kcal/mol ou –58 kJ/mol 08.07) Alternativa E H2O(ℓ)  H2 + 2 1O 2 ΔH = +68,3 kcal H2 + 2 1 O2  H2O(s) ΔH = –70,0 kcal H2O(ℓ)  H2O(s) ΔH = –1,7 kcal

O calor de solidificação vale –1,7 kcal. 08.08) Alternativa A

A reação é endotérmica, pois absorve calor para acontecer. 08.09) Alternativa C

O processo de síntese da glicose é a reação inversa da combustão, portanto a energia envolvida é a absorção de 2,8 ⋅ 106 J/mol.

(16)

1 mol C6H12O6  2,8 ⋅ 106 J

0.5 mol C6H12O6  x

x = 1,4 ⋅ 106 J

O processo de síntese de meio mol de glicose envolve a absorção de 1,4 ⋅ 106 J.

08.10) Alternativa D

A variação da entalpia, indica neste caso, que a quantidade de calor liberada é de 2200 kJ/mol.

08.11) Alternativa C

3 MgO(s) + 2 Aℓ(s)  3 Mg(s) + Aℓ2O3(s)

3 ⋅ (–604) + 2 ⋅ 0 3 ⋅ 0 + –1670 ΣHreagentes –1812 ΣHprodutos –1670 ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes ΔH = –1670 – (–1812) ΔH = +142 kJ 08.12) Alternativa E

Analisando o gráfico é possível perceber que a energia da ligação é a diferença entre +766 kJ e –760 kJ.

NaCℓx(s)  Na+(aq) + Cℓ–(aq) ΔH = +6 kJ.

A reação é pouco endotérmica, envolvendo menos de +10 kJ. 08.13) Alternativa E 13,5 ⋅ 6 = 81 g Aℓ 2 mol Aℓ  1675,7 kJ 54 mol Aℓ  1675,7 kJ 81 g Aℓ  x x = 2514 kJ

Como é um processo endotérmico, a energia envolvida (+2514 kJ) é absorvida. 08.14) Alternativa E

I) Correta.

Energia fornecida pelo carboidrato: 6 g ⋅ 4 = 24 kcal

(17)

Energia fornecida pela proteína: 0,375 g ⋅ 4 = 1,5 kcal

A energia restante é fornecida pelo álcool 75 – 25,5 = 49,5 kcal

II) Correta.

A porcentagem vale tanto para 1000 mL como para 100 mL.

75 kcal  100% 49,5 kcal  x x = 66% III) Incorreta 1 g álcool  7 kcal x  49,5 kcal x = 7,07 g álcool

Existem 7,07 g de álcool em 100 mL de vinho. IV) Correta. 1 mL álcool  0,79 g x  7,07 g x = 8,95 mL álcool 08.15) Alternativa D 1 mol C12H22O11  4 mol C2H5OH 342 g C12H22O11  4 mol C2H5OH 684 g C12H22O11  x x = 8 mol C2H5OH 1 mol C2H5OH  1230 kJ 8 mol C2H5OH  y y = 9840 kJ 9840 kJ  100% z  80% z = 7872 kJ

(18)

08.16) Alternativa B 9 g ⋅ 4 = 36 g H2O 1 mol H2O  6 kJ 18 g H2O  6 kJ 36 g H2O  x x = 12 kJ

Como é um processo exotérmico (libera calor), o valor da entalpia é de –12 kJ. 08.17) Alternativa B

A entalpia de formação requer os reagentes na forma de substâncias simples e no estado físico e alotrópico mais comum. A reação de formação do SO3 é:

S(r) +

2 3O

2(g)  SO3(g)

A entalpia de formação do SO3(g) é –94,4 kcal/mol.

08.18) Alternativa C Ca(OH)2(s) + CO2(g)  CaCO3(s) + H2O(g) –986,1 + –393,5 –1206,9 –241,8 ΣHreagentes –1379,6 ΣHprodutos –1448,7 ΔH = ΣHprodutos – ΣHreagentes ΔH = –1448,7 – (–1379,6) ΔH = –69,1 kJ 08.19) 2,4 ⋅ 105 J 1 mol H2 3,0 ⋅ 107 J x x = 125 mol H2

(19)

P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T P ⋅ 1 = 125 ⋅ 8 10–2 ⋅ 300 P = 3000 atm 08.20) a) 1 mol CH4  900 kJ 16 g CH4  900 kJ 1 g CH4  x x = 56,25 kJ/g 1 mol C2H5OH  1400 kJ 46 g C2H5OH  1400 kJ 1 g C2H5OH  y y = 30,43 kJ/g 1 mol C8H18  5500 kJ 114 g C8H18  5500 kJ 1 g C8H18  z z = 48,24 kJ/g

O combustível que fornece maior quantidade de energia por unidade de massa é o metano. b) 1 mol C2H5OH  1400 kJ 46 g C2H5OH  1400 kJ x  34100 kJ x = 1120,43 g QUI 4C aula 07 07.01) Alternativa D

Ésteres podem ser usados como aditivos alimentares, logo, a única opção que apresenta a função éster: CH3CH2CH2COOCH2CH3

(20)

Uma acetilação envolve o anidrido proveniente do ácido acético (2 carbonos), chamado de anidrido acético.

07.03) Alternativa D

A função presente é a amida:

07.04) a) butanoato de metila b) butanoato de etila c) etanoato de n-propila d) etanoato de n-octila e) hexanoato de etila 07.05) Alternativa D

A cadeia carbônica possui 3 átomos de carbono. Propanoato de sódio

07.06) Alternativa C

07.07) Alternativa C

(21)

07.08) Alternativa A

O hexatonato de etila apresenta 6 carbonos na cadeia principal e 2 carbonos no grupamento ligado ao oxigênio.

07.09) Alternativa E

Cloreto de etanoíla = derivado de ácido carboxílico (haleto de ácido)

Cloreto de etila = derivado halogenado (haleto de alquila)

07.10) Alternativa D Haleto de alquila 07.11) Alternativa C

(22)

07.13) Alternativa A

07.14) 10 (02 – 08)

01) Incorreta. Os haletos de ácidos provêm da substituição do OH do ácido por um halogênio.

02) Correta. A união de um grupo acila + cloro formará um cloreto de ácido.

04) Incorreta.

O nome do composto é cloreto de benzoíla. 08) Correta.

A fórmula do composto acetato de potássio é:

16) Incorreta.

(23)

Possui 2 carbonos. 07.15) Alternativa A M = 204 g/mol 25,5 g 0,5 L x  1 L x = 51 g/L 1 mol  204 g y  51 g y = 0,25 mol/L

*A massa molecular do composto C8H5O4K é 204 u e não 204 g.

07.16) 77 (01 – 04 – 08 – 64) 01) Correta. 2-metil-2-buteno 02) Incorreta. Orto-dimetilbenzeno 04) Correta. Etanoato de etila 08) Correta. 1-propanol

(24)

16) Incorreta. Ácido etanoico 32) Incorreta. Butanal 64) Correta. 2,5-dimetil-2,4-hexadieno 07.17) Alternativa D

O composto II não possui anel aromático, por isso, não pode ser considerado como aromático.

07.18) Alternativa A

Existe a função éster no ácido acetilsalicílico.

07.19)

O produto formado recebe o nome de etanoato de cálcio ou acetato de cálcio. 07.20)

(25)

b)

QUI 4C aula 08

08.01) Alternativa D

A função mercaptana (–SH ligado à carbono saturado) não é uma função nitrogenada.

08.02) Alternativa D

A função orgânica presente no composto que possui uma carbonila é uma cetona.

08.03) Alternativa A

Com o passar do tempo, a concentração do aldeído no ar vai aumentando, conforme o gráfico:

(26)

Apresenta as funções ácido carboxílico, amina e éter. 08.05) Alternativa E

A fórmula geral dos ácidos sulfônicos é R – SO3H

08.06) Alternativa C

Os compostos de fórmula geral R – C ≡ N constituem as nitrilas. 08.07) Alternativa B

08.08) Alternativa B

Os grupos presentes nessas moléculas são aldeído, cetona e álcool (como são várias hidroxilas, são considerados polióis).

08.09) Alternativa B

08.10) Alternativa B I) Correta.

(27)

II) Correta.

III) Incorreta.

IV) Correta.

08.11) Alternativa D

O TNT é o trinitrotolueno, ou o 2,4,6-nitro-metilbenzeno.

A nitração do metilbenzeno ocorre nas posições orto e para, pois o metil é um orto-para dirigente.

(28)

08.13) Alternativa A

(4) Propanoato de isopropila – éster

(2) Butanona – cetona

(5) Butanodial – aldeído

(1) Propanamida – amida

(3) Ácido benzoico – ácido carboxílico

08.14) Alternativa B

08.15) F, V, V, F, F

(F) A fórmula da glucoronlactona C5H7O6.

(29)

(V) A cafeína possui um grupo amina que confere basicidade para a estrutura.

(F) A cafeína possui a função amida.

(F) A concentração de cafeína é de 1,6 ⋅ 10–3 mol/L.

C8H10N4O2 = 194 g/mol 1 mol C8H10N4O2  194 g x  80 ⋅ 10–3 g x = 0,4 ⋅ 10–3 mol  4 ⋅ 10–4 mol 4 ⋅ 10–4 mol 0,25 L y  1 L y = 16 ⋅ 10–4 mol  1,6 ⋅ 10–3 mol/L 08.16) Alternativa A

O gingerol apresenta fórmula molecular C17H26O4 e caráter ácido pela função fenol,

que libera H+ na presença de água.

(30)

08.18) Alternativa D Bromobenzeno Clorobenzeno Nitrobenzeno Etilbenzeno 08.19)

Uma possível fórmula do composto é:

(31)

QUI 4D aula 07 07.01) Alternativa C V = t Δ ] NO [ Δ 2 = 0 2 200 , 0 180 , 0   = 2 02 , 0 = 0,01 mol/L ⋅ min 07.02) Alternativa E I. Correta.

A coloração do gás NO2 é castanha, portanto, quando maior for a sua concentração,

maior será a cor castanha no ar. II. Correta.

A água presenta na chuva reage com o NO2, diminuindo a sua concentração no ar.

III. Incorreta.

A velocidade de uma reação vai diminuindo com o passar do tempo. 07.03) Alternativa E

O cigarro queima mais rápido quando é tragado porque ocorre um aumento da concentração de oxigênio junto à brasa, que irá acelerar a velocidade da reação. 07.04) Alternativa E

A concentração de Z diminui com o passar do tempo  reagente

As concentrações de X e Y aumentam com o passar do tempo  produtos Z  X + Y

(32)

V = t Δ ] X [ Δ = 2 5 7 , 0 4 , 0   = 3 3 , 0 = 0,1 mol/L ⋅ min 07.06) Alternativa E v = k ⋅ [CO]2 ⋅ [O2]

Ordem global da reação = 2 + 1 = 3

A reação é de terceira ordem em relação aos reagentes. 07.07) Alternativa A

A etapa lenta define a velocidade da reação. v = k ⋅ [NO]2 ⋅ [H2]

07.08) Alternativa E I. Incorreta.

CO2 é produto da reação e não interfere na velocidade.

II. Correta. v = k ⋅[NO2]2

Ordem global da reação = 2 III. Correta. v = k ⋅[NO2]2 v = k ⋅[1]2 v = k v = k ⋅[NO2]2 v = k ⋅[2]2 v = 4 k 07.09) Alternativa B

A ordem de um reagente e a ordem global da reação só pode ser determinada utilizando experimentos em laboratório.

07.10) Alternativa C

Quando o reagente tem sua concentração dobrada e a velocidade aumenta quatro vezes, é possível perceber uma relação quadrática entre reagente e velocidade, logo:

v = k ⋅ [A]2

(33)

07.11) Alternativa C

Considerar as concentrações iniciais iguais a 1 mol/L. v = k ⋅ [NO2]2 ⋅ [CO]0 v = k ⋅ [1]2 ⋅ [1]0 v = k v1 = k ⋅ [NO2]2 ⋅ [CO]0 v1 = k ⋅ [3]2 ⋅ [2]0 v1 = 9 k v1 = 9 v 07.12) Alternativa C v = k ⋅ [CH3CHO]2 07.13) Alternativa D

A reação apresenta uma cinética de segunda ordem, então a equação da velocidade é: v = k ⋅ [C2H4O]2 v = 2 ⋅ [0,002]2 v = 8 ⋅ 10–6 mol/L ⋅ s 07.14) Alternativa A V = k ⋅ [(CH3)3CBr] ⋅ [OH–]0 V = k ⋅ [(CH3)3CBr]

(34)

07.15) Alternativa D

v = k ⋅ [X]2 ⋅ [Y]0

07.16) Alternativa B

v = k ⋅ [A]2 ⋅ [B]1

07.17) Alternativa B

Quando a concentração de N é duplicada, a velocidade da reação quadruplica, indicando uma relação quadrática (elevado ao quadrado). Quando dobra-se a concentração de M, não altera a velocidade da reação, mostrando que M não influencia na velocidade (elevado à zero).

v = k ⋅ [N]2 ⋅ [M]0 v = k ⋅ [N]2 07.18) Alternativa C 1 mol H2  2 g x  120 g x = 60 mol H2/min 3 mol H2  2 mol NH3 60 mol H2/min  y y = 40 mol NH3/min 07.19) a)

(35)

V = t Δ ] O N [ Δ 2 5 = 10 20 50 , 0 25 , 0   = 10 25 , 0 = 0,025 mol/L ⋅ min b)

Tempo (min) [N2O5] [NO2] [O2]

0 1 mol/L 0 0

10 0,5 mol/L 1 mol/L 0,25 mol/L

20 0,25 mol/L 1,5 mol/L 0,375 mol/L

30 0,125 mol/L 1,75 mol/L 0,4375 mol/L

c) V = t Δ ] O N [ Δ 2 5 = 0 10 0 , 1 5 , 0   = 10 5 , 0 = 0,05 mol/L ⋅ min Vm = 2 O VN2 5 = 2 05 , 0 = 0,025 mol/L ⋅ min 07.20) a) t Δ ) N ( P Δ 2 = k ⋅ P(H 2)1 ⋅ P(NO)2 b) t Δ ) N ( P Δ 2 = k ⋅ P(H 2)1 ⋅ P(NO)2

torr ⋅ s–1 = k ⋅ (torr)1 ⋅ (torr)2

k = 31 ) torr ( s torr  k = (torr)2 ⋅ s–1

(36)

QUI 4D aula 08

08.01) Alternativa A

Como a temperatura aumenta a rapidez das reações químicas, diminui o tempo em que ocorrer. O gráfico que melhor representa essa diminuição é:

08.02) Alternativa D

A conversão catalítica dos gases poluentes formados no motor do carro, transformam os gases em N2 e CO2.

08.03) Alternativa C

Quando um alimento não é guardado na geladeira, está exposto a temperaturas mais altas, que aceleram o crescimento bacteriano e reações de decomposição. A exposição ao ar também é fator que determinará a deterioração mais rápida do leite, portanto, os fatores II, III e V são razões relacionadas.

08.04) Alternativa E

A esponja de aço incendeia rapidamente, pois sua superfície de contato é maior que em uma lâmina de aço.

08.05) Alternativa B

II – menor superfície de contato e temperatura mais baixa = mais lento I – menor superfície de contato e temperatura mais alta = médio

III – maior superfície de contato e temperatura mais alta = mais rápido 08.06) Alternativa E

I. Correta.

O aumento da temperatura irá acelerar a reação. II. Incorreta.

A diminuição da concentração irá diminuir a velocidade da reação. III. Correta.

(37)

08.07) Alternativa C

Uma reação que apresenta baixa energia de ativação deve acontecer muito rápido, podendo ser considerada como instantânea.

08.08) Alternativa A

A melhor orientação para A colidir com C e B colidir com D é:

08.09) Alternativa E

A Regra de Van’t Hoff indica que quando ocorre o aumento em 10ºC no sistema, a velocidade da reação duplica.

08.10) Alternativa D

O número de bolhas observado será proporcional à velocidade da reação, quanto mais rápida for a reação, mais bolhas serão formadas.

II – menor superfície de contato e temperatura mais baixa = mais lento I – menor superfície de contato e temperatura mais alta = médio

III – maior superfície de contato e temperatura mais alta = mais rápido 08.11) Alternativa A

A energia de ativação Z  X + Y é de 60 kcal.

08.12) Alternativa D

A reação é exotérmica porque libera calor para o sistema. O atrito gerado quando o fósforo é riscado ultrapassa a energia de ativação e faz a reação acontecer.

(38)

O catalisador tem como função diminuir a energia de ativação da reação, que passa a ser b. A entalpia do processo (ΔH) não sofre influencia do catalisador.

08.14) Alternativa B

A reação I é mais rápida do que a reação II, o que indica que a concentração do ácido na reação I é maior.

08.15) Alternativa C

A temperatura do experimento 2 é maior que a temperatura do experimento 1, logo: V2 > V1

A superfície de contato do experimento 4 é maior que a do experimento 3, logo: V4

>V3

08.16) Alternativa E I. Correta.

A etapa lenta define a velocidade da reação. V = k ⋅ [N2O2] ⋅ [O2]

II. Correta.

Os metais utilizados atuam como catalisadores, diminuindo a energia de ativação da reação e aumentando sua velocidade.

III. Correta.

Os catalisadores estão em um estado físico diferente dos reagentes, portanto, é um catálise heterogênea.

08.17) Alternativa D

O íon iodeto (I–) atua como catalisador na reação, pois participa da reação e não é

consumido. O íon hipoiodito (IO–) aparece como intermediário na reação, sendo

consumido na segunda etapa. 08.18) Alternativa C

(39)

08.19) a) V = t Δ m Δ H2O2 V = 2 4 150 110   = 2 40  = 20 g/min

b) O aumento da temperatura irá aumentar a velocidade da reação, pois a energia cinética média ficará maior, causando maior número de colisões efetivas no sistema.

08.20)

a) A etapa lenta define a velocidade da reação: v = k . [H2O2] ⋅ [I–]

b)

H2O2 + I–  H2O + IO–

H2O2 + IO–  H2O + O2 + I–

2 H2O2  2 H2O + O2

c) O íon iodeto atua como catalisador da reação, pois aparece no início e no fim do processo.

d) O aumento da temperatura eleva o grau de agitação do sistema, promovendo maior número de colisões efetivas e aumentando a velocidade da reação.

QUI 4E aula 07

(40)

A ordem de precipitação dos compostos iniciará primeiramente com o menos solúvel e seguirá até o mais solúvel: carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio, sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e brometo de sódio.

07.02) Alternativa B

Será indicada uma substância de caráter básico para deixar o solo adequado para o plantio.

CaCO3  sal de caráter básico

07.03) Alternativa C

Devem ser usadas substâncias de caráter ácido, que possuem pH menor que 7. Suco de limão (pH = 2) e vinagre (pH = 3).

07.04) Alternativa D

Quando o aluno falou perto da solução, liberou CO2, que é um óxido ácido.

Ocorre uma reação entre a base e óxido ácido, fazendo com que ocorra mudança de cor na solução.

07.05) Alternativa B

A amônia (NH3) tem caráter básico e precisa de uma substância ácida para

neutralizá-la. HCℓ = ácido clorídrico 07.06) Alternativa C Cr3+ Cℓ CrCℓ3 Li+ CO32– Li2CO3 Ag+ NO3 AgNO3 Fe2+ S2– FeS NH4+ PO43–  (NH4)3PO4 07.07) Alternativa D (II) hidróxi-sal – Mg(OH)Cℓ (III) sal duplo – NaKSO4

(IV) hidrogeno-sal – NaHCO3

(I) sal hidratado – Na2B4O7 . 10 H2O

07.08) Alternativa E

(41)

K2S = sulfeto de potássio

07.09) Alternativa B

H2CO3 + 2 Ca(OH)2  CaCO3 + 2 H2O

CaCO3 = carbonato de cálcio

07.10) Alternativa E (5) fertilizantes – NH4NO3

(2) alvejante e bactericida - NaCℓO (1) bateria de automóvel – H2SO4

(3) argamassa – Ca(OH)2

(4) água mineral gaseificada – H2CO3

07.11) Alternativa A

(3) NaNO3 – Ácido nítrico e hidróxido de sódio

HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O

(2) Fe(NO3)3 – Ácido nítrico e hidróxido férrico

3 HNO3 + Fe(OH)3  Fe(NO3)3 + 3 H2O

(5) Fe(NO2)3 – Ácido nitroso e hidróxido férrico

3 HNO2 + Fe(OH)3  Fe(NO2)3 + 3 H2O

(1) Fe(NO3)2 – Ácido nítrico e hidróxido ferroso

2 HNO3 + Fe(OH)2  Fe(NO3)2 + 2 H2O

(4) NaNO2 – Ácido nitroso e hidróxido de sódio

HNO2 + NaOH  NaNO2 + H2O

07.12) Alternativa A XSO4  X2+ + SO42– Y2(SO4)3  2 Y3+ + 3 SO42– X2+ + PO43– X3(PO4)2 Y3+ + NO3 Y(NO3)3 07.13) Alternativa C

(42)

Uma solução aquosa de cianeto de potássio possui H2O e o sal na forma dissociada:

KCN  K+ + CN

07.14) Alternativa C

Base = 2  NaOH ; Ca(OH)2

Ácido = 2  HCℓ ; HNO2

Sal = 4  NaCℓ ; NaNO2 ; CaCℓ2 ; Ca(NO2)2

07.15) Alternativa E

Aℓ2(SO4)3  sulfato de alumínio

sal de caráter ácido (base fraca + ácido forte) O enxofre possui NOX +6.

07.16) Alternativa A

H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O

H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O

07.17) Alternativa C

I. Na2S (NaOH – base forte + H2S – ácido fraco) = caráter básico

II. Ca(NO3)2 (Ca(OH)2 – base forte + HNO3 – ácido forte) = caráter neutro

III. NH4Cℓ (NH4OH – base fraca + HCℓ – ácido forte) = caráter ácido

IV. NaCℓ (NaOH – base forte + HCℓ – ácido forte) = caráter neutro V. KNO3 (KOH – base forte + HNO3 – ácido forte) = caráter neutro

VI. KHCO3 (KOH – base forte + H2CO3 – ácido fraco) = caráter básico

07.18) Alternativa B

As características descritas da substância indicam que é um composto iônico, formado pela ligação entre metal e não metal.

Brometo de sódio (NaBr) 07.19) Alternativa D Considerado o NOX: PO43– = –3

(43)

+10 – 6 = x x = 4

07.20) Alternativa D

I. Sulfato cuproso = Cu2SO4

II. Fosfato de magnésio = Mg3(PO4)2

III. Sulfeto férrico = Fe2S3

IV. Carbonato de alumínio = Aℓ2(CO3)3

07.21) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32) 01) Correta.

Os sais são considerados eletrólitos fortes. 02) Correta.

Os ácidos são compostos que fazem ligação covalente (moleculares), que na presença de água, sofrem o processo de ionização.

04) Correta.

Os sais são compostos que fazem ligação iônica (iônicos), que na presença de água, sofrem o processo de dissociação.

08) Correta.

Sais com cátions formados por metais alcalinos ou NH4+ são solúveis em água.

16) Correta.

Quando a amônia está em solução aquosa, acontece a seguinte reação:

NH3 + H2O  NH4OH  NH4+ + OH–

32) Correta.

Os eletrólitos fortes são os que preferencialmente permanecem na forma de íons na solução.

07.22) Alternativa D

HBr + Fe(OH)2  FeOHBr + H2O

07.23) Alternativa E

H3PO3 + 2 KOH  K2HPO3 + 2H2O

Esta reação é uma neutralização total porque o ácido fosforoso (H3PO3) tem apenas

2 hidrogênios ionizáveis. 07.24) Alternativa E

2 ácido X reagem com 3 base Y

(44)

07.25) 18 (02 – 16) 01) Incorreta.

K possui menor massa por quilo de água do mar.

1 mol Br  79,9 g 0,008 mol Br  x x = 0,639 g 1 mol K  39,9 g 0,01 mol Br  y y = 0,399 g 02) Correta.

O sulfato de cálcio tem fórmula CaSO4.

A quantidade de cálcio presente é de 0,01 mol, sendo limitante na formação do CaSO4, portanto, o máximo que pode ser formado é 0,01 mol.

04) Incorreta.

O cloreto de sódio tem fórmula NaCℓ.

A quantidade de sódio presente é de 0,460 mol, sendo limitante na formação do NaCℓ, portanto, o máximo que pode ser formado é 0,460 mol.

08) Incorreta.

Existem vários sais presentes na água do mar, pois é possível encontrar vários íons na sua composição.

16) Correta.

0,01 mol K  1000 g água do mar

x  100 g água do mar x = 0,001 mol K 1 mol K  6 ⋅ 1023 átomos 0,001 mol K  y y = 6 ⋅ 1020 átomos 07.26)

Cátion Ânion Fórmula Nome da espécie química

H+ OHH2O Água

H+ SO42– H2SO4 Ácido sulfúrico

(45)

Na+ PO43– Na3PO4 Fosfato de sódio

Mg2+ OHMg(OH)2 Hidróxido de magnésio

Mg2+ SO42– MgSO4 Sulfato de magnésio

Mg2+ PO43– Mg3(PO4)2 Fosfato de magnésio

NH4+ Cℓ– NH4Cℓ Cloreto de amônio

Aℓ3+ SO42– Aℓ2(SO4)3 Sulfato de alumínio

Pb2+ NO3Pb(NO3)2 Nitrato de chumbo II

Pb2+ CH3COOPb(CH3COO)2 Acetato de chumbo II

07.27) a) HCℓ  H+ + Cℓ– NaOH  Na+ + (OH)– H+ + (OH)  H2O Na+ e Cℓ– b) HBr  H+ + Br– KOH  K+ + (OH)– H+ + (OH)  H2O K+ e Br– c) 2 HNO3  2 H+ + 2 (NO3)– Ca(OH)2  Ca2+ + 2 (OH)– 2 H+ + 2 (OH)  2 H2O Ca2+ e (NO3)– d) H2SO4  2 H+ + (SO4)2– 2 NaOH  2 Na+ + 2 (OH)– 2 H+ + 2 (OH)  2 H2O Na+ e (SO4)2– QUI 4E aula 08 08.01) Alternativa C

O processo de calagem é iniciado com a cal virgem reagindo com a água: II. CaO + H2O  Ca(OH)2

Então ocorre a neutralização da acidez do solo pela base formada: III. Ca(OH)2 + 2 H+  Ca2+ + 2 H2O

(46)

08.02) Alternativa C

Avaliando as porcentagens de distribuição do gás natural, é possível perceber que está melhor dividido geograficamente quando comparado com o petróleo.

A utilização dessa fonte de energia libera menor quantidade de CO2, o principal

responsável pelo efeito estufa. 08.03) Alternativa A

I. Correta.

A concentração de NO diminui devido á conversão em NO2.

2 NO + O2  2 NO2

II. Correta.

Os picos na concentração de CO coincidem com os horários de pico no trânsito. III. Incorreta.

Os veículos emitem óxidos de nitrogênio em qualquer horário. IV. Incorreta.

O ozônio na forma de poluente é formado por reações entre dióxido de nitrogênio e outros poluentes.

08.04) Alternativa D

0,1 mol H2O2  1000 mL

x  20 mL

x = 2 ⋅ 10–3 mol H2O2

5 mol H2O2  2 mol KMnO4

2 ⋅ 10–3 mol H2O2 y

y = 8 ⋅ 10–4 mol KMnO4

08.05) Alternativa C I) SO2 – óxido ácido

II) SiO2 – óxido ácido

III) CaO – óxido básico 08.06) Alternativa A

(4) H2O – óxido mais abundante da Terra

(5) SiO2 – óxido mais abundante na crosta terrestre

(1) CO2 – gelo seco

(2) Fe3O4 – pedra imã natural

(47)

08.07) Alternativa B

O recolhimento do CO2 em um frasco contendo uma solução aquosa de Ca(OH)2 faz

com que aconteça uma reação que forma um precipitado (CaCO3) no fundo.

CO2(g) + Ca(OH)2(aq)  CaCO3(s) + H2O(ℓ)

08.08) Alternativa B Óxido ácido – N2O5

Óxido básico – BaO Óxido neutro – NO Óxido duplo – Pb3O4

08.09) Alternativa C

Como o alumínio tem nox +3 e o oxigênio nox –2, a fórmula do óxido é Aℓ2O3.

O óxido de silício (sílica) possui fórmula SiO2.

08.10) Alternativa C

Os óxidos CO, NO e N2O apresentam caráter neutro.

08.11) Alternativa D

O gás SO3 é incolor e classificado como óxido ácido (não metal + oxigênio). Quando

entra em contato com água, reage formando o ácido sulfúrico: SO3 + H2O  H2SO4

08.12) Alternativa A

O SO2 é um óxido molecular, pois faz ligação covalente (não metal + oxigênio) e

apresenta caráter ácido, pois na presença de água, forma H2SO3.

SO2 + H2O  H2SO3 08.13) Alternativa D 2 Mg + O2  A 2 Mg + O2  2 MgO MgO + H2O  B MgO + H2O  Mg(OH)2 08.14) Alternativa B

(48)

Os peróxidos metálicos e hidretos metálicos apresentam caráter básico, pois na presença de água, formam bases.

08.15) Alternativa D X pertence ao grupo 1 4 X + O2  2 X2O ( Y = óxido) X2O + H2O  2 XOH (Z = hidróxido) XOH + HA  H2O + XA (W = sal) 08.16) Alternativa C K2O2 + H2O  2 KOH + H2O2 08.17) 94 (02 – 04 – 08 – 16 – 64) 01) Incorreta.

Nos peróxidos, o número de oxidação do oxigênio é –1. 02) Correta.

Os óxidos de metais alcalinos (grupo 1) são básicos. 04) Correta.

08) Correta.

Os metais alcalinos terrosos possuem Nox +2, logo, formam bases de fórmula M(OH)2.

16) Correta.

KCℓO3 – clorato de potássio

KCℓO2 – clorito de potássio

32) Incorreta.

CO2 é um óxido ácido e Fe3O4 é um óxido básico.

64) Correta.

(49)

08.18) Alternativa E

A turvação da solução é explicada pela reação do CO2 com o Ca(OH)2, que forma

um sólido branco (CaCO3).

CO2(g) + Ca(OH)2(aq)  CaCO3(s) + H2O(ℓ)

08.19) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32) 01) Correta. CO2 – óxido ácido H2S – ácido CH4 – hidrocarboneto 02) Correta. Anidrido sulfúrico H2SO4 – H2O = SO3 Anidrido sulfuroso H2SO3 – H2O = SO2 04) Correta. Na2O + H2O  2 NaOH  2 Na+ + 2 OH– 08) Correta. P2O5 – óxido ácido

CaO – óxido básico CO2 – óxido ácido

16) Correta.

N2O5 + H2O  2 HNO3 (ácido forte)

CO2 + H2O  H2CO3 (ácido fraco)

32) Correta.

Cal é composto por CaO, um óxido de caráter básico, que neutraliza a acidez do solo.

08.20) 63 (01 – 02 – 04 – 08 – 16 – 32) 01) Correta.

(50)

Nos óxidos, o nox do oxigênio vale –2. 02) Correta.

MgO + H2SO4  MgSO4 + H2O

KOH + HCℓ  KCℓ + H2O

04) Correta.

Os óxidos formados por metais alcalinos e metais alcalinos terrosos são básicos e iônicos (metal + oxigênio), logo, são todos sólidos na temperatura ambiente.

08) Correta.

Os óxidos CO2, SO2 e SO3 são ácidos e moleculares (não metal + oxigênio).

16) Correta.

O K2O apresenta o maior caráter iônico porque existe maior diferença de

eletronegatividade entre potássio e oxigênio. 32) Correta.

Como forma um cloreto de fórmula MCℓ3, o cátion M possui nox +3.

M+3 SO42– = M2(SO4)3 08.21) Alternativa A I. CaO + H2O  Ca(OH)2 II. SO3 + H2O  H2SO4 III. CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O IV. K2O + CO2  K2CO3 V. MgO + H2SO4  MgSO4

Os produtos das reações III, IV e V são sais. 08.22) 53 (01 – 04 – 16 – 32)

01) Correta.

Tem como d o subnível mais energético

24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

(51)

O íon 13Aℓ3+ possui 13 prótons e 10 elétrons.

04) Correta.

Quando o cromo perde três elétrons, fica na forma Cr3+.

08) Incorreta.

16) Correta.

Como o alumínio é metal, tem capacidade de perder elétrons com mais facilidade que o oxigênio, que é um não metal.

32) Correta.

O óxido de alumínio é anfótero, pois tem caráter duplo ácido/base. 08.23) 33 (01 – 32)

01) Correta.

Ácido sulfúrico = H2SO4

Hidróxido de amônio = NH4OH

Nitrato de sódio = NaNO3

Óxido de zinco = ZnO 02) Incorreta.

Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido forte

Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca

Nitrato de sódio = NaNO3  sal solúvel

Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero 04) Incorreta.

Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido diprotônico (dois hidrogênios ionizáveis)

Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca

Nitrato de sódio = NaNO3  sal de alta solubilidade

Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero 08) Incorreta.

(52)

Hidróxido de amônio = NH4OH  solúvel

Nitrato de sódio = NaNO3  solúvel

Óxido de zinco = ZnO  insolúvel 16) Incorreta.

Ácido sulfúrico = H2SO4  eletrólito forte

Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca

Nitrato de sódio = NaNO3  sal neutro

Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero 32) Correta.

Ácido sulfúrico = H2SO4  ácido forte

Hidróxido de amônio = NH4OH  base fraca

Nitrato de sódio = NaNO3  sal solúvel

Óxido de zinco = ZnO  óxido anfótero 08.24) Alternativa D

A proporção do gráfico indica a fórmula X2O7.

X2O7 + H2O  H2X2O8 = 2 HXO4 08.25) a) Na2O+ H2O  2 NaOH b) K2O + H2O  2 KOH c) BaO + H2O  Ba(OH)2 d) CO2 + H2O  H2CO3 e) SO2 + H2O  H2SO3 f) SO3 + H2O  H2SO4 g) N2O5 + H2O  2 HNO3 h) Na2O + 2 HCℓ 2 NaCℓ + H2O i) BaO + H2SO4  BaSO4 + H2O j) CO2 + H2O  H2CO3 H2CO3 + Ca(OH)2  2 H2O + CaCO3 CO2 + Ca(OH)2  H2O + CaCO3 k) SO2 + H2O  H2SO3 H2SO3 + Ba(OH)2  2 H2O + BaSO3 SO2 + Ba(OH)2  H2O + BaSO3

(53)

l) SO3 + H2O  H2SO4

H2SO4 + 2 NaOH  2 H2O + Na2SO4

SO3 + 2 NaOH  H2O + Na2SO4

08.26)

a) Porque sofre uma reação de decomposição: H2O2(aq)  H2O(ℓ) + ½ O2(g)

b) Em uma geladeira, pois a baixa temperatura diminui a velocidade da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio.

08.27)

a) É possuir caráter duplo, atuando como ácido ou base. b) CaO + H2O  Ca(OH)2

Imagem

Referências

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