Quimica 2B

Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química

Química 1

Aula 17

Série A

01 Alternativa A O processo de evaporação absorve calor, e no caso da água em contato com o corpo, esse calor é absorvido do próprio corpo, o que resulta em sensação de frio.

02 Alternativa B A combustão do gás libera calor, sendo um processo exotérmico. O calor liberado é absorvido pela água para que entre em ebulição (fenômeno endotérmico).

03 Alternativa B A reação entre o sólido e a água é exotérmico, o que leva ao aquecimento do café. como a temperatura final do café é mais do que no início, a quantidade de energia armazenada também é maior. No entanto, parte da energia liberada pela reação se perde para o meio.

04

⎩⎨⎧

−−

)gorduras(%25x%100g300

x = 75 g

⎩⎨⎧

−−

yg75C9gordurasg1

y = 675 C

⎩⎨⎧

−−

)oscarboidrateproteínas(%75z%100g300

z = 225 g

⎩⎨⎧

−−

wg225C4)ocarboidratouproteína(g1

w = 900 C Total = y + w = 675 + 900 = 1.575 C

Série B

05 a) Metabolismo (Q1)

x____kg60kJ2,4____kg1

x = 252 kJ/mol Em um dia: Q1 = 252 × 24 ⇒ Q1 = 6.048 kJ/dia

1


Digestão / absorção (Q2)

2

____7.600 kJ 100%____Q 10%

Q2 = 760 kJ Atividade física:

%40____x%100____kJ048.6

Q3 = 2419,2 kJ Sendo assim: QT = Q1 + Q2 + Q3 ⇒ QT = 6.048 + 760 + 2419,2 kJ QT = 9227,2 kJ b) Cálculo do balanço energético Qresidual = 7.600 – 9227,2 = –1627,2 kJ Como o gasto de energia é maior do que a quantidade ingerida, haverá perda de massa corpórea:

kJ4,1627____mkJ000.15____g450

m = 48,82 g

Aula 18

Série A

01 Alternativa B As três reações são exotérmicas, no entanto o estado sólido é menos energético do que o líquido que por sua vez é menos energético do que o gasoso. Sendo assim, Q2 > Q1 > Q3.

02 Alternativa A M (O2) = 32 g/mol

Q____g000.1kJ284____g96Omols3 2 =

Q = 2958,33 kJ

03 3a) 1 CaCO (s) 1CO2(g) + 1CaO(s) H = +42,4 kcal→ Δ

2 2 3b) N (g) + 3H (g) 2NH (g) H = –44 kcal→ Δ

04 1 Fe(s) + 1 S(s) → 1 FeS(s) + 100,35 kJ (25 °C e 1 atm)

kJ35,100xx____Feg56

kJ24,2____Feg25,1

=⎩⎨⎧

2


05

C580xJ000.29____x

J50____C1C/J50____Femol2C/J25____Femol1

°=⎩⎨⎧ °

°°

Temperatura alcançada = 25 °C + 580 °C = 605 °C

Série B

06 a) 1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = – 212 kcal/mol b)

liberadaskcal8480xx____g640

kcal212____g16

=⎩⎨⎧

Aula 19

Série A

01 Alternativa C H2O(l) → H2O(g) ΔH = + 44 kJ (endotérmica)

02 Alternativa C

1)g(2)g(2)l(2 molkJ283HO

21HOH −⋅+=Δ+→

03

O enxofre monoclínico libera mais energia sendo a espécie menos estável e mais energética.

3


04 Alternativa C O estado gasoso é mais energético que o estado líquido e a reação de combustão produz compostos menos energéticos liberando energia.

Série B

05 a) Através do gráfico:

ΔH = Hp – Hr ⇒ ΔH = –94 – 0 ⇒ ΔH = –94 kcal/mol b)

Decomposição parcial: ΔH = Hp – Hr ⇒ ΔH = –71 – (– 94) ⇒ ΔH = +13 kcal/mol

Decomposição total: ΔH = Hp – Hr ⇒ ΔH = 0 – (– 94) ⇒ ΔH = +94 kcal/mol

4


06 a)

ΔH1 = +581 kJ/mol b)

=Δ→+ HSNOO21SnO 2)g(2)s(

ΔH2 = –581 – (– 286) = – 295 kJ/mol

Aula 20

Série A

01 a) 6 C(g) + 3 H2(g) → C6H6(l)

ΔH = + 49 kJ/mol b) 6 C(g) + 6 H2 + 3 O2(g) → C6H12O6(s)

ΔH = –1268,0 kJ/mol

5


c)

)l(3)g(2)g(2)g( OHCHO21H2C1 →++

ΔH = –238,9 kJ/mol

02 Alternativa B ΔH = ΔHF (NH4C ) – (ΔHF (NH3) + ΔHF (HC )) ΔH = –315,5 – (–46,2 – 92,3) ⇒ ΔH = –177 kJ/mol (exotérmica)

03

ΔHr = Hp – Hr = –1448,7 – (– 1379,6) = –69,1 kJ/mol

04 Alternativa D Para 3 mols de Mn (165 g): ΔH = 2 ⋅ ΔHF (A 2O3) – 3 ⋅ ΔHF (MnO2) ⇒ ΔH = 2 ⋅ (–1.676) – 3 ⋅ (–521) ⇒ ΔH = –1.789 kJ (exotérmica) Para 11 g de Mn:

Q____g11kJ789.1____g165

Q = 119,3 kJ

Série B

05 A entalpia de formação é o calor envolvido na produção de 1 mol do composto. No caso, a amônia. N2 + 3H2 = 2NH3 28 g — 2 mols

x 14 gx — 1mol

⎫=⎬

⎭

São necessários 14 g de nitrogênio para produção de 1 mol de amônia. Segundo o gráfico:

( )( )

2

2

21g N — 69 kJy 46 kJ

14 g N — y⎫⎪ =⎬⎪⎭

6


06 2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O(g)

pr HH

8,57943,270)5,226(x2 −−−−

ΔH = Hp – Hr = –270,3 – 94 – 57,8 – (–453) = +30,9 kcal

⎩⎨⎧

= absorvidaskcal09,3x____NaHCOmol0,2kcal 30,9 absorve____NaHCOmols2

3

3

Aula 21

Série A

01 Alternativa C

Q____CHg16kcal200.53____CHg000.4

4

4

Q = 212,8 kcal Como a reação é exotérmica, o calor de combustão (ΔH) é –212,8 kcal.

02 Alternativa C Para cada mol dos dois compostos a diferença é de 20 kJ, sendo assim, para 10 mol será de 200 kJ. Como a combustão do antraceno libera maior quantidade de energia, conclui-se que é o mais energético.

03 a) ΔH = 6 ⋅ ΔHF (H2O) + 6 ⋅ ΔHF (CO2) – ΔHF (C6H12O6) ⇒ ΔH = 6 ⋅ (–3,9 × 102) + 6 ⋅ (–2,8 × 102) – (–1,3 × 103) ⇒ ΔH = –2.720 kJ ⋅ mol–1 b)

7


04 Alternativa D Etano: C2H6 (M = 30 g/mol)

g/kcal4,12P30372P 11 =⇒=∴

Eteno: C2H4 (M = 28 g/mol)

g/kcal04,12P28

337P 22 =⇒=∴

Etino: C2H2 (M = 26 g/mol)

g/kcal92,11P26

310P 33 =⇒=∴

Metano: CH4 (M = 16 g/mol)

)metano(g/kcal25,13P16212P 44 =⇒=∴

Série B

05 a) Δθ = 100 – 25 = 75 °C Para 1 g de água:

Q____C75J4____C1

°°

Q1 = 300 J Para 1.000 g de água (1 L):

2Q____g000.1J300____g1

Q2 = 300.000 J = 300 kJ b)

4 10 2 2 213C H O 4 CO 5 H O H ?2

+ → + Δ =

ΔH = 4 ⋅ ΔHF (CO2) + 5 ⋅ ΔHF (H2O) – ΔHF (C4H10) ΔH = 4 ⋅ (–394) + 5 ⋅ (–242) – (–126) ⇒ ΔH = –2.660 kJ/mol

06 Alternativa B

g900.7mkg9,779,010mVdmL/kg79,0d

L10V=⇒=×=⇒⋅=

⎭⎬⎫

==

Para 1 mol C8H18: M = 114 g/mol 1 mol CO2: M = 44 g/mol

OH9CO8O2

25HC 2mol8

22mol1

188 +→+

m____HCg900.7COg352____HCg114

188

2188

m = 24.393 g CO2 ≅ 24,4 kg Energia liberada:

Q____g900.7kcal940____g114

Q = 65.140 kcal ≅ 6,5 ⋅ 104 kcal

8


Aula 22

Série A

01 H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

ΔH = E1 – E2 = 436 + 243 – 864 = –185 kJ/2 mols HCl ΔH = –92,5 kJ/mol HCl

02 Alternativa C I. Falso, pois a energia de ligação do nitrogênio (940,8 kJ ⋅ mol–1) é maior do que a do oxigênio (489,2 kJ ⋅ mol–1). II. Correto, pois quanto maior a energia de ligação mais estável ela é. III. Correto. IV. Falso. ΔH = Erom – Efor ⇒ ΔH = (470,7 + 242,5) – 2 ⋅ 9431.5) ⇒ ΔH = –149,8 kJ (exotérmica)

03 Alternativa D H3C––Cl + 3 Cl2 → CCl4 + 3 HCl

21 EE

1033813583993)Cl__H(3)C__Cl(3)Cl__Cl(3)C__H(3

×××+×+→+×

ΔH = E1 – E2 = 297 + 174 – 243 – 309 = –81 kcal/mol

04 N2H4(g) → 2 N(g) + 4 H(g) ΔH = 1720 kJ/mol

1720 = 4 × (N––H) + N––N 1720 = 4 × 390 + (N––N) (N––N) = 160 kJ/mol Obs.: Não há formação de ligações nos produtos e portanto E2 = 0.

9


Série B

05 a) 2, 4, 6 – trimetil – trioxano:

Fórmula molecular: C6H12O3 Fórmula mínima: C2H4O b) Ciclopropano:

Dióxido de carbono:

OCO ====== Oxigênio:

OO === Água:

Equação de combustão do ciclopropano:

OH3CO3O29HC 22263 +→+

ΔH = Erom – Efor

[ ])O___H(mol6)OC(mol6)OO(mol29)H___C(mol6)C___C(mol3H +===−⎥⎦

⎤⎢⎣⎡ ===++=Δ

[ ])111(6)178(6)119(29)99(6)83(3H ⋅+⋅−⎥⎦

⎤⎢⎣⎡ ⋅+⋅+⋅=Δ

ΔH = 1378,5 – 1734 ⇒ ΔH = –355,5 kcal ⋅ mol–1

06 Sim, pois tanto na glicose quanto na frutose temos o mesmo número de ligações (C––H), (C––C), (C––O), (C=O) e (O––H), formadas. Neste caso a energia de formação das ligações dos dois açúcares é a mesma. Obs.: Todos os outros participantes da reação estão presentes na mesma quantidade quando formamos glicose ou frutose.

10


Aula 23

Série A

01

02 a)

kJ505HkJ283HkJ788H

CO2OC2OCO2CO2IIICO2O2C2II2

)g()g(2)s(

)g(2)g()g(2

)g(2)g(2)s(

−=Δ+=Δ−=Δ

→++→

→+×

b) (I) exotérmica (II) exotérmica (III) exotérmica

03

kJ299HkJ5,203H

kJ5,95H

O2]O[OClOClO]O[

OClOClO

23

2

23

−=Δ−=Δ−=Δ

→++→++→+

04

kJ1076,3x

x____g10700

kJ526____g98

mol/kJ526H

kJ130H

kJ99H

kJ297H

SOHOHO23S

SOHOHSO

SOO21SO

SOOS

9

6

422)g(2)s(

)l(42)l(2)g(3

)g(3)g(2)g(2

)g(2)g(2)s(

)l(

×=

⎪⎩

⎪⎨⎧

×

↓

−=Δ

−=Δ

−=Δ

−=Δ

→++

→+

→+

→+

11


Série B

05

06 Alternativa A

kJ140HkJ2700HkJ2840H

CO2OHHC2OHCO6OHHC2OH6CO4OH6CO6O6OHC

)g(2)l(52)s(6126

)g(2)l(52)l(2)g(2

)l(2)g(2)g(2)s(6126

−=Δ+=Δ−=Δ

+→+→+

+→+

07 Alternativa D

mol/kJ4,3267H

)kJ8,285(3H

)kJ5,393(6HkJ0,49H

OH3CO6O2

15HC

OH3O23H3

CO6O6C6H3C6HC

)l(2)g(2)g(2)l(66

)l(2)g(2)g(2

)g(2)g(2)grafite(

)g(2)grafite()l(66

−=Δ

−×=Δ

−×=Δ

−=Δ

+→+

→+

→++→

Aula 24

Série A

01 Combustão do gás de água: CO(g) + H2(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O( ) ΔH = ? I. Combustão do CO:

kJ280H)g(CO)g(O21)g(CO 22 −=Δ→+

II. Combustão do H2:

kJ240H)g(OH)g(O21)g(H 222 −=Δ→+

12


Pela lei de Hess:

2 2

2 2 2

2 2 2 2

1CO(g) O (g) CO (g) H 280 kJRepete I: 21Repete II: H (g) O (g) H O( ) H 240 kJ2

CO(g) H (g) O (g) CO (g) H O( ) H 520 kJ

+ → Δ = −

++ → Δ = −

+ + → + Δ = −

02 Alternativa B

03 a) SiO2(g) + 2 Mg(s) → Si(s) + 2 MgO(s) b)

Simol/kJ7,292HkJ6,1203H

kJ9,910H

MgO2SiMg2SiOMgO2OMg2OSiSiO

)s()s()s()s(2

)s()g(2)s(

)g(2)s()s(2

−=Δ−=Δ+=Δ

+→+→+

+→

04 a) 2 Al(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) ΔH < 0 b)

mol/kJ8,851H

mol/kJ1676H

mol/kJ2,824H

Fe2OAlAl2OFe

OAlO23Al2

O23Fe2OFe

)s()s(32)s()s(32

)s(322)s(

)g(2)s()s(32

−=Δ

−=Δ

+=Δ

+→+

→+

+→

Série B

05 Alternativa D Formação do metano: C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = ? Pela lei de Hess:

Obs.: Como a reação é endotérmica, no gráfico, o patamar energético dos reagentes fica abaixo dos produtos.

13


06 a)

mol/kJ38H

mol/kJ1196H

mol/kJ394H

mol/kJ840H

WCCW

O25WCCOWO

COOC

WOO23W

)s()grafite()s(

)g(2)s()g(2)s(3

)g(2)g(2)grafite(

)s(3)g(2)s(

−=Δ

+=Δ

−=Δ

−=Δ

→+

+→+

→+

→+

b) A reação é exotérmica, pois libera calor, ou seja, apresenta ΔH negativo.

Aula 25

Série A

01

x = 4 mols/min de O2 consumido

02 A reação II tem maior velocidade, pois em duas horas são consumidos aproximadamente 3 volumes de O2, ao passo que para a reação I são produzidos apenas 2 volumes de O2. VII > VI Dados aproximados:

03 a)

t|Q|V

ΔΔ

=

encontrando a velocidade para cada amostra, temos que:

min/g5,0min1

g5,0V )IV( ==

b) Desprezando o tempo de reação, desprenderá maior quantidade de hidrogênio quando houver maior quantidade de magnésio reagindo (amostra I)

04 a)

Tempo total 90 min

14


b) A velocidade da reação diminui, pois com o passar do tempo a [reagentes] é menor e a reação é mais lenta.

30125,0

30|25,0125,0|V

3025,0

30|5,025,0|V

305,0

30|0,15,0|V 321 =

−=>=

−=>=

−=

05 hL/mol5,0

12|7,42,4|

T|Q|VM ⋅=

−−

=ΔΔ

=

em t = 1 h [A] = 5 – 0,2 – 0,1 = 4,7 mol/L em t = 2 h [A] = 5 – 0,4 – 0,4 = 4,2 mol/L

Série B

06 Alternativa A Entre 2 e 6 minutos tem-se:

min/mol125,04

5,33t

|Q|v

min/mol5,04

5,45,2t

|Q|v

çãosaponifica

ãodecomposiç

=−=ΔΔ

=

=−=ΔΔ

=

07 A + 2B → C

Através da proporção em mols da reação acima, é possível obtermos os valores da concentração de [A] e [B]. a)

hL/mol122

13|35|

T|Q|V ]C[M ⋅==

−−

=ΔΔ

=

b) De acordo com a tabela acima: [A] = 3,0 mol/L e [B] = 4,0 mol/L

Aula 26

Série A

01 Alternativa B Na situação II ocorre a reação, então pode-se afirmar que a energia foi suficiente e a geometria favorável.

15


02 Alternativa A As reações, mesmo que exotérmicas e espontâneas necessitam de uma quantidade inicial de energia para que possam começar (energia de ativação).

03 Podemos dizer que uma reação química ocorre quando houver um choque efetivo entre os reagentes. Esse choque efetivo é representado por uma orientação adequada das partículas e por uma energia mínima necessária.

04 Entalpia dos reagentes M Entalpia dos produtos M + P ΔH P Entalpia do complexo ativado O Entalpia de ativação N

05

Série B

06

Ead = energia de ativação da reação direta Eai = energia de ativação da reação inversa ΔH = Ead – Eai = 228 – 430 = –202 kJ A reação direta é exotérmica.

07 Alternativa D A reação de síntese é endotérmica ΔH = + 226 kJ.

16


Aula 27

Série A

01 A velocidade das reações é sempre maior quanto maior a temperatura, pois, com o aumento da temperatura, aumentamos a energia cinética das moléculas, e aumentando o número de choques e, portanto, aumentando a probabilidade de ocorrerem choques efetivos. Assim, sendo as demais condições semelhantes: VD > VC > VB > VA

02 a) Os peróxidos são em sua maioria instáveis e se decompõem. A água oxigenada transforma-se em água mais oxigênio e por isso perde sua atividade. H2O2 → H2O + 1/2 O2 b) Na geladeira, pois a velocidade de decomposição é menor quanto menor for a temperatura.

03 Alternativa A A velocidade de decomposição dos alimentos como a carne, aumenta com o aumento de temperatura por se tratar de um fenômeno químico.

04 Alternativa A Δθ = 25 – 5 = 20 °C A cada 10 °C a velocidade cai à metade, portanto, para 20 °C a velocidade inicial (a 25 °C) fica quatro vezes menor.

05 Alternativa C Em geral, o aumento de temperatura aumenta a velocidade tanto das reações endo quanto das exotérmicas, pois em ambos os casos há um aumento do número de colisões entre as moléculas reagentes.

Série B

06 Alternativa C Pelo gráfico observamos que a região hachurada em II é maior do que em I, o que mostra um maior número de moléculas energeticamente aptas a reagir em II. Um dos fatores que pode provocar um aumento na energia das moléculas é a temperatura*. *(Obs.: na verdade, temperatura não é um fator, mas o reflexo do maior grau de agitação de maneira simplificada).

17


07

A massa dos corpos vai diminuindo pelo desprendimento de CO2. No entanto, quando a temperatura é maior, a velocidade das reações é maior e a perda de massa ocorre mais rapidamente.

Aula 28

Série A

01 Alternativa D. Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade das reações.

02 a) Pois no caso da esponja, temos uma área de contato muito maior e portanto a reação ocorre muito mais rápido em comparação ao arame. b) 2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s) óxido de ferro II ou

IIIferrodeóxido

OFeO23Fe2 )s(32)g(2 →+

03 a)

A velocidade de reação com o efervescente em pó é maior.

18


b)

Série B

04 Alternativa E Entre A e B, temos um menor volume de H2SO4 e, portanto, a reação vai liberar menor volume de hidrogênio. A reação para o ferro em limalhas é mais rápida que em pregos. Portanto: 3 → B e 4 → A Entre C e D, temos uma reação mais rápida a 60 °C e, portanto, 1 → C e 2 → D.

05 a) Pois a reação que se processa, incorpora massa gasosa (O2) formando um composto oxidado de acordo com a reação: 2 Fe + O2 → 2 FeO ou 2 Fe + O2 → Fe2O3 b) A curva (b) representa a curva mais veloz, pois em qualquer tempo existe uma maior massa de material. Sabe-se que a reação com a esponja é mais rápida, pois existe uma maior área de contato.

Aula 29

Série A

01 I- V = K [H2]2 · [O2] II- V = K [O2] III- V = K [HBr]2 · [NO2]

02 V’ = k [3 N2] ⋅ [2 O2]2 = 12 ⋅ k ⋅ [N2] ⋅ [O2]2 V’ = 12 × V, a velocidade será doze vezes maior.

19


03 Alternativa C

LsmolL/mol

sk

)L/mol(sL/mol

]x[Vk]x[kV

111

222

⋅⋅==

⋅==⇒⋅=

−−−

04 Alternativa D O aumento das concentrações dos reagentes eleva a velocidade das reações.

Série B

05 Alternativa B V = k [x] ⋅ [y] 3 mols/L ⋅ m = k [1 mol/L] ⋅ [2 mols/L]

111

mmolL5,1

Lmol2

m3k −−−

⋅⋅=⋅

=

Aula 30

Série A

01 Alternativa B A expressão de velocidade é: v = k [NO]x ⋅ [H2]y Determinação de x: tomando o 1° e o 2° experimentos:

)35,04140,0(v4'vconstante]H[duplicada]NO[

2×=⋅=

⎭⎬⎫

−−

Então:

v

y2

xxy2

x ]H[]NO[k2v4]H[])NO[2(kv4'v ⋅⋅=⋅⇒⋅==

4v = 2x ⋅ v ⇒ 2x = 4 ∴ x = 2 Determinação de y: Tomando o 2° e o 4° experimentos:

)35,0270,0(v2'vduplicada][Hconstante]NO[

2×=⋅=

⎭⎬⎫

−−

v

y2

xyy2

x ]H[]NO[k2v2])H[2(]NO[kv2'v ⋅⋅=⋅⇒⋅⋅==

2 ⋅ v = 2y ⋅ v ⇒ 2y = 2 ∴ y = 1 Sendo assim: v = k [NO]2 ⋅ [H2]

20


02

y = 1

22 = 2x ⇒ x = 2 V = K [A]2 · [B]

03 Alternativa B M(g) + N(g) → O(g) V = k [M]a ⋅ [N]b Se aumenta M e a velocidade não é afetada, temos que a = 0 Se dobrarmos N e a velocidade quadruplica, temos que b = 2.

04 a) V = K [NO2] · [NO2] b) Nada, pois o CO não participa da etapa lenta da reação, não alterando a velocidade da reação que comanda o processo.

Série B

05 a)

2y22]2[4

]15,0[]1,0[k]3,0[]1,0[k

108,1102,7

]OC[]HgCl[kV]OC[]HgCl[kV

42y

yx

yx

5

5

y242

x21

y242

x22

=⇒===

⋅

⋅=

×

×=

⋅=

⋅=−

−

−

−

2242

12

x

yx

yx

5

5

y242

x23

y242

x22

]OC[]HgCl[kV

1x22

]3,0[]05,0[k]3,0[]1,0[k

106,3102,7

]OC[]HgCl[kV]OC[]HgCl[kV

−

−

−

−

−

⋅=

=⇒=

⋅

⋅=

×

×=

⋅=

⋅=

b)

122333

11

2

5

2422

1 minLmol108LmolminLmol

)15,0(1,0108,1

]OC[]HgCl[Vk −−−

−

−−−

−⋅⋅×=

⋅

⋅⋅

⋅

×=

⋅=

c) V = 8 × 10–3 ⋅ [0,01] ⋅ [0,01]2 = 8 × 10–9 mol/L ⋅ min

21


Aula 31

Série A

01 a) Fenômeno catalítico. Ocorreu uma reação catalisada pela presença do dióxido de manganês. b) O dióxido de manganês diminui a energia de ativação da reação, possibilitando que ela ocorra mais rapidamente.

02 Alternativa C O catalisador provoca alteração apenas na energia de ativação. Observe que para as curvas A e B, ΔH = –z.

03 Alternativa D Identificamos I– como catalisador, pois é reagente na 1ª etapa e produto na 2ª.

04 Alternativa D III- Algumas reações na ausência de catalisador ocorrem, mas são muito lentas.

Série B

05 2 3Fe O

4 4 2 3 3 2a) 3NH ClO 3Al Al O AlCl 3NO 6H O+ ⎯⎯⎯⎯→ + + + b) Segmento A: energia de ativação da reação na presença do catalisador. A energia de ativação diminui quando à reação se aplica um catalisador. Segmento B: variação de entalpia (ΔH), que independe da presença do catalisador.

06 a) A reação de formação da água apresenta uma energia de ativação mínima para que possa ocorrer, essa energia de ativação pode ser conseguida com a influência de um iniciador da reação (faísca elétrica, luz etc.) ou então na presença de um catalisador (platina) que diminui a energia de ativação mínima, fazendo com que a reação se processe. Caso não haja algum dos fatores, a reação não ocorre. b) A platina funciona como um catalisador, ela abaixa a energia de ativação e a reação se torna mais rápida.

22


Aula 32

Série A

01 Alternativa C I- Errado. Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação. II- Correto. III- Errado. O aumento de temperatura (ou a diminuição) não modifica a energia de ativação, mas sim a velocidade pelo aumento (ou diminuição) do número de choques entre as moléculas reagentes. IV- Correto.

02 V = K [HCl]x

Velocidade da experiência V, pois há mais zinco, que se apresenta em pó (maior área superficial), com uma concentração de ácido maior ([HCl] = 0,5 mol/L) e maior temperatura (60 °C).

03 Alternativa D carvão pulverizado, maior área de contato oxigênio puro (maior quantidade de reagente) maior temperatura

04 Alternativa A Uma reação não elementar realmente ocorre em mais de uma etapa. Já uma reação elementar ocorre em uma única etapa.

Série B

05 Experiência III Temperatura mais alta possível, material com maior área de contato e maior concentração possível para o ácido.

23


Química 2

Aula 9

Série A

1 Alternativa C

2 Alcano; alcino; ciclano; alceno; aromático; alcadieno.

3 a) CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CH3 b)

c)

4 a) nonano (alcano) b) 1,5-heptadieno (alcadieno) c) 1-hexino (alcino) d) ciclopenteno (cicleno)

Série B

5

6 I) 2-buteno;

24


7 Fórmula geral

n2n

105

84

84

63

42

HC

HC)eHC)dHC)cHC)bHC)a

⎪⎪⎪

⎭

⎪⎪⎪

⎬

⎫

Aula 10

Série A

01 I) 2-buteno; II) 2-clorobutano

02 H3C—CH2—CH2— CH3 butano

metil-propano

03 I- Metano: combustível II- Etileno: gás que estimula o amadurecimento das frutas e utilizado para obtenção de polímeros. III- Acetileno: gás usado em maçarico. IV- Propano e butano: mistura de gases usada como combustível no “gás de cozinha”.

04 I-

EtilenoCHCH 22 === II-

AcetilenoCHHC ≡≡≡ III-

IV-

2 3___H C CH CH Propileno===

25


Série B

05 alceno: CnH2n C = 12; H = 1 MM = 12 x n + 2n x 1 = 14n MM = 42 14n = 42 ⇒ n = 3 Logo a fórmula molecular é C3H6.

06 CnH2n – 6 = 106 g/mol 12n + 2n – 6 = 106 g/mol n = 8 ⇒ C8H10

07 176 g de CO2 ÷ 44 g/mol = 4 mol CO2 72 g de H2O ÷ 18 g/mol = 4 mol H2O ⇒ C4H8

Aula 11

Série A

01 a) 3,3-dimetil-2-butanol b) 3-metil-3-propil-2-hexanol

02 a) H3C–––OH Álcool metílico b)

Álcool isopropílico

26


c)

Álcool benzílico

03 1(F); 2(V); 3(V); 4(V)

04 Alternativa C

Álcool terciário

Série B

05 a) 3-etil-2-pentanol b) 3,5-dimetil-2-hexanol c) 2-metil-3,5-heptanodiol

06 Alternativa C

moléculas106_____x

moléculas103_____g30023

24

×

×

x = 60 g/mol

Aula 12

Série A

01 a)

b)

27


c)

d)

02 a) 5-dimetil-2-hexanol b) 3-isopropil-1-hidróxi benzeno c) 1,3-ciclopentanodiol d) 4-etil-1-hidróxi-benzeno

03 Alternativa D

04

Série B

05 1-metil-4-isopropil benzeno (hidrocarboneto) 1-hidróxi-5-metil-2-isopropil benzeno (fenol) 5-metil-2-isopropil cicloexanol (álcool)

06

28


Aula 13

Série A

01 Alternativa C

02 Alternativa E

03 I-

II-

III-

04 a) 2-etil-3,4,4-trimetil hexanal b) 3-fenil pentanal

Série B

05 Alternativa E O glicerol possui maior ponto de ebulição, pois, devido à presença de hidroxilas, faz interações intermoleculares mais intensas, denominadas ligações de hidrogênio.

06 Alternativa C I- Falso, pois é um aldeído. II- Verdadeiro. III- Verdadeiro. C7H6O. IV- Falso, pois tem 5 C secundários.

29


07 a) Benzaldeído b)

x—litros10mols10.2—litro1

8

3−

x = 2 · 105 mols é a quantidade mínima de mols no ar.

y—vanilinamols10.2g152—vanilinamol1

5

y = 304 · 105 g ou 3,04 x 107 g

Aula 14

Série A

01 I-

II-

III-

02 Alternativa D Quando temos a carbonila

entre carbonos o grupo funcional é denominado cetona.

03 Alternativa B Seqüência: 3, 4, 2, 5, 1.

04 a) 3-etil-3-metil-2-hexanona b) 4-etil-3-metil-3-propil-2-hexanona c) 4,5-dimetil-2-heptanona

30


05

Série B

06 3,5-dimetil-2-hexanona

07 a) Butanodiona b) Butanal

Aula 15

Série A

01 a) Ácido 3-etil-2,2-dimetilpentanóico. b) Ácido 3-metilpentanóico. c) Ácido 3-isopropilpentanodióico.

02 Alternativa E

03 Alternativa C

04 Alternativa B As aplicações são dos compostos propanona, ácido etanóico, etanol, ácido metanóico, ácido clorídrico e metanal, respectivamente.

Série B

05 Alternativa B

31


06

07 Alternativa D I- Verdadeiro. II- Falso. Pois o dióxido de carbono é o maior responsável pelo efeito estufa. III- Verdadeiro. IV- Verdadeiro.

Aula 16

Série A

01 a)

b)

c)

d)

e)

02 1(V); 2(F); 3(F).

03 Alternativa D

32


04 Alternativa C

Série B

05 a) éter CxHyOz MM = 60 g/mol 12x — 60%60 — 100%

60 60%x 312 100%/ /⋅

= =/ /⋅

1y — 60%y 8

13,33 — 100%⎫

≅⎬⎭

16 z — 60%z 1

26,67 — 100%⎫

≅⎬⎭

Portanto a fórmula do éter: C3H8O1 b) H3C—O—CH2—CH3 metoxietano

06 Alternativa E

33

Quimica 2B

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