· como a massa tem que ser dada em gramas, temos que 198 mg de fosgênio é igual a 0,198 g: 99 g...

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ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI

QUÍMICA 2 – VOLUME 2 RESOLUÇÕES – EXERCITANDO EM CASA

AULA 11 01. C Teremos a seguinte proporção estequiométrica: N2(g) + 2 NH3(g) 6 g ___________________ 2 mols 8 g ___________________ n n = 2,6666 = 2,7 mols de NH3 02. B 1o Passo: Descobrir as massas molares, sabendo

que as massas molares em g/mol de cada elemento são: C = 12, O = 16, Cl = 35,5 e H = 1.

2COClM = 12 + 16 + 2 . 35,5 = 99 g/mol

MHCl = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol 2o Passo: Relacionar as massas molares das duas

substâncias na equação, lembrando que a proporção estequiométrica entre elas está de 1 : 2. Como a massa tem que ser dada em gramas, temos que 198 mg de fosgênio é igual a 0,198 g:

99 g de COCl2 ___________________ 2 . 36,5 g de HCl 0,198 g de COCl2 ___________________ x 99 x = 73 . 0,198 x = 14,454 99 x = 0,146 g = 1,46 . 10-1g. 03. C Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 2 H3PO4 + CaSO4 310 g ___________________ 2 x 98 g 62 g ___________________ x x = 39,2 g de H3PO4 04. A A massa de gás carbônico produzida (352 g) é

maior do que a massa de gasolina queimada (114 g).

8 18(g) 2(g) 2(g) 2 (g)251 C H O 8 CO 9H O2

+ → +

114 g _____________ 252

x 32 g _____________ 8 x 44 g _____________ 9 x 18 g

m (gás carbônico produzido) = 8 x 44 g = 352 g m (gasolina queimada) = 114 g 05. A 6 mols de NaN3 ___________________ 9 x 22,4 L de N2 3 mols ___________________ V V = 101 L de N2 06. D A partir da análise do gráfico, podemos obter a

relação estequiométrica entre o estanho (Sn) e o iodo na formação do iodeto de estanho IV (SnI4):

Sn + 2 I2 → SnI4 0,2 g ______________ x ______________ 1 g ⇒ 0,2 + x = 1 ⇒ x = 0,8 0,4 g ______________ 2x ______________ 2 g Então, Sn + 2 I2 → SnI4 0,2 g ______________ 0,8 g ______________ 1 g 0,4 g ______________ 1,6 g ______________ 2 g A relação entre as massas será dada por:

2

2

2 2 2

2

I

Sn

I

I I I

SnSn Sn

Sn

massa de I 0,8g4

massa de Sn 0,2gEntão,m 0,8g m m4 n . MM 0,2g M n

m 0,8gM n M 2 mol 0,8 2

m 0,2gM N 0,4 11 moln

= =

= = = =

= ⇒ = = =

07. B Teremos: 30.000 m3 de ar ___________________ 100%

2OV ___________________ 1,6 %

2OV = 480 L

4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(g) 4 x 56 g ___________________ 3 x 22,4 L MFe ___________________ 480 L MFe = 1.600 g 08. B De acordo com a tabela, teremos: Reação 1:

12

N2 + O2 → NO2

14,0 g 32,0 g 46,0 g N = 14; O2 = 32; O = 16. Concluímos que as massas molares dos

elementos nitrogênio e oxigênio são, respectivamente, 14,0 g . mol–1 e 16 g . mol–1.

Reação 2:

12

N2 + xO2 → NO2x

54,0 g NO2x = 54 14 + x . 2 . 16 = 54 x = 1,25 NO2x = NO2 . 1,25 = NO2,5 Multiplicando NO2,5 por 2, vem: 2(NO2,5) = N2O5 . Reação 3: 3 N2 + yO2 → N2O2y

48,0 g 132,0 g

2

ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI yO2 = 48

2y . 16 = 48 ⇒ y = 1,5 N2O2y = 132 14z + 2y . 16 = 132 14z + 2 . 1,5 . 16 = 132 ⇒ z = 6 N2O2y = N6O3; dividindo por 3: N2O. 09. D 22,4 L de C2H2 ______________ 1 mol de C2H3Cl x ______________ 2 mols de C2H3Cl x = 44,8 L de C2H2 10. A H3CCOCH2CO2H ______________ H3CCOCH3

1 mol ______________ 1 mol 102 g ______________ 58 g 125 mg ______________ x x = 71,7 mg AULA 12 01. A Cálculo da massa do enxofre no carvão: 100% ______________ 106 g 1% ______________ x x = 104 g Cálculo da massa de hidróxido de cálcio: 32 g ______________ 74 g 104 g ______________ x x = 2,3 . 104 g ∴ 23 g 02. D Massa de enxofre no cartão: carvão ______________ 320 g ______________ 100% enxofre ______________ x ______________ 2% x = 6,4 g Massa do SO2 produzido: S + O2 → SO2 1 mol 1 mol 1 mol 32 g ______________ 64 g 6,4 kg ______________ y y = 12,8 kg Massa do CaCO3 necessária: SO2 → CaCO3 1 mol 1 mol 64 g ______________ 100 g 12,8 kg ______________ m m = 20 kg 03. D 22,4 toneladas (t) de ferro-gusa – 32,0 t de

hematita – 7,2 g de coque 67,2 toneladas (t) de ferro-gusa – x t de hematita

– y t de coque x = 96 t; y = 21,6 t

04. C Primeiro escrevemos a equação da reação

química balanceada: CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s) Veja que a proporção estequiométrica entre o

CaO e a amônia (NH3) é de 1 : 2. Visto que o cloreto de amônio está em excesso, o óxido de cálcio é o reagente limitante e é somente ele que vamos considerar. Agora, por meio das massas molares, calculamos a quantidade de CaO que produzirá 5,1 g de amônia:

1 . 56 g de CaO ______________ 2 . 17 g de NH3

x ______________ 5,1 g de NH3 x = 8,4 g de CaO Por fim, calculamos o grau de pureza em termos

de porcentagem de CaO: 10,5 g ______________ 100% 8,4 g ______________ x x = 80% 05. D Massa da amostra (100%): 36% impureza, 64%

pureza. 1 kg = 1.000 g ______________ 100% massa pura ______________ 64% Massa pura = 640 g CaC2 CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 1 mol 1 mol ↓ ↓ em volume (CNTP) 64 g _______________________________________________________________ 22,4 L 640 g _______________________________________________________________ v

2 2640 . 22,4

V 224 L de C H64

= =

06. C 100 g ______________ 100% x ______________ 92% x = 92 g de álcool C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol ↓ ↓ 46 g _________________________________________________________________________ 3 . 18 = 54 g 92 g _________________________________________________________________________ x

292 . 54

x 108 g de H O46

= =

07. D De acordo com os dados do enunciado, teremos: 800 kg (mistura) ______________ 100% m (etanol) ______________ 20% m (etanol) = 160 g Conclusão: m (etanol) = 160 kg m (água) = 640 kg De acordo com o enunciado, foram obtidos 100 kg

de álcool hidratado 96%, ou seja, 96 kg de etanol e 4 kg (resíduo) Massa de etanol = 160 kg – 96 kg = = 64 kg (resíduo) Massa de água = 640 kg – 4 kg = 636 kg (resíduo)

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ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI Massa total = 64 kg + 636 kg = 700 kg (resíduo)

700 kg ______________ 100% 64 kg ______________ p p = 9,14 % 08. C 6 kg (pasta) kg ______________ 100% m(PbSO4) kg ______________ 60% m(PbSO4) = 3,6 kg Obtenção de PbCO3: PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4 303 g ______________ 267 g 3,6 kg ______________ m(PbCO3) m(PbCO3) = 3,17 kg Para um rendimento de 91%, vem: 3,17 kg ______________ 100% m(PbCO3) ______________ 91% m(PbCO3) = 2,9 kg 09. D 1 mol de CH3OH ______________ 1 mol CH2O Como o rendimento do processo é 90%: 3,2 g de CH3OH ______________ 0,9 (30 g) de CH2O 3,2 kg de CH3OH ______________ 2,7 kg de CH2O 10. D Utilizando os dados fornecidos, temos:

1 mol ______________ 1 mol rendimento 100% 177 g ______________ 164 g 54 g ______________ x

54g . 164 g

x =177 g

= 50,03 g para rendimento de 100%

Para rendimento de 70% 50,03 g ______________ 100% x ______________ 70%

50,03g . 70%

x =100 %

35,0g=

Efetuando os cálculos com as massas molares corretas, temos: (I) (IV) 177 g ______________ 179 g rendimento 100% 54 g ______________ x

54g . 179 g

x =177 g

54,61 g=

Para um rendimento de 70%:

54,61 g ______________ 100% x ______________ 70%

54,61 g . 70 %

x =100 %

38,2 g=

A resposta que mais se aproxima de 38,2 g é a da alternativa D. AULA 13 01. B Para se obter 1,5 kg do dióxido de urânio puro,

matéria-prima para a produção de combustível nuclear, é necessário extrair e tratar 1,0 tonelada (1.000 kg) de minério, então:

1.000 kg ______________ 100% 1,5 kg ______________ p p = 0,15% 02. A N2H4 + O2(g) → N2(g) + 2 H2O 32 g ______________ 22,7 L

2 4N Hm ______________ 113,5 L

2 4N Hm = 160 g

03. C

Como a massa molar do selênio (Se) é 23

da

massa molar do estanho (Sn), teremos:

MSe = 23

MSn

2 Se + Sn → SnSe2

2 x 23

MSn MSn

Dividindo a massa do selênio pela massa do

estanho, vem:

Sn

Sn

22 x M 43 4 : 3 (razão)M 3

= ⇒

04. D A afirmativa 4 está incorreta, pois o nitrato de

sódio (NaNO3) é um sal solúvel em água. 05. E 3(s) (s) 2(g)CaCO CaO CO∆→ + 56 g ______________ 44 g 560 kg ______________ m m = 440 kg

A massa será maior do que 440 kg, pois a queima do metano também libera gás carbônico.

06. D A quantidade total de glicose consumida pelo

atleta foi de 0,5 mol. 80% produziu ácido lático e 20% sofreu oxidação: C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O 1 mol ______________ 6 x 22,4 L

4


0,20100

x 0,5 mol ______________ V

V = 13,44 L 07. B A + B → C 20 g + 30 g → 50 g 50 g + 80 g → x g

A

B

m 20 50m 30 80

= ≠

20 . 80 > 30 . 50

Conclusão: há excesso de B. 08. D 1 kg ______________ 83 latas x ______________ 9 . 109 latas

99 . 10 latas

x =x 1 kg

83 latas = 0.108 . 109 kg = 108 . 106 kg

2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2 2 mol ______________ 4 mol 2 (102 g) ______________ 4 (27 g) 204 g ______________ 108 g x ______________ 108 . 106 kg

6108 . 10 kg x 204 g

x =108 g

= 204 . 106 kg de Al2O3

1 tonelada ______________ 103 kg x ______________ 204 . 106 kg

6204 . 10 kg

x = 3

x 1 tonelada

10 kg

x = 204 . 103 kg de Al2O3 09. B 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 x 122,5 g ______________ 3 x 22,4 L p x 9,8 g ______________ 2,016 L p = 0,75 = 75% Para calcularmos a massa resultante de KCl,

temos que calcular a massa de KCl que impurificou o KClO3 e soma-la à massa de KCl produzida.

Cálculo da massa de KCl que impurificou o KClO3: Como a porcentagem de pureza do KClO3 é de

75%, então temos 25% de KCl: 9,8 g ______________ 100% x ______________ 25% x = 2,45 g Cálculo da massa de KCl produzida: 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 x 122,5 g ______________ 2 x 74,5 g 7,35 g ______________ m (KCl) m (KCl) = 4,47 g Massa de KCl resultante = 2,45 g + 4,47 g = 6,92 g

10. D Combustão completa de 1 mol octano (C8H18): 1 C8H18 + 12,5 O2 . 8 CO2 + 9 H2O AULA 14 01. C 106 g = 103 kg Fe2O3 = 160; Fe = 56. Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 160 g ______________ 2 x 56 g 103 kg ______________ mFe mFe = 0,7 x 103 kg 02. D Análise das afirmações: I. Incorreta. A fórmula estrutural do

bicarbonato de sódio e do ácido clorídrico é, respectivamente:

II. Incorreta. Na reação entre o bicarbonato de

sódio e o ácido clorídrico, ocorre uma reação de neutralização, o número de oxidação dos elementos químicos não varia:

(NaHCO3 + KCl → NaCl + H2O + CO2) III. Correta. O antiácido contém 4,200 g de

bicarbonato de sódio para neutralização total de 1,825 g do ácido clorídrico presente no suco gástrico.

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 84 g ______________ 36,5 g 4,2 g ______________ mHCl mHCl = 1,825 g 03. A Teremos: NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl 58,5 g ______________ 84 g x 0,75 234 kg ______________

3NaHCOm

3NaHCOm = 252 g

3 2 3 2 22 NaHCO Na CO CO H O∆→ + + 2 x 84 g ______________ 106 g x 1 252 kg ______________

2 3Na COm

2 3Na COm = 159 kg

04. C Teremos:

2 fenol + propanona H+→ Bisfenol-A + água

2 x 94 g – 58 g ______________ 228 g 7.520 g – 1.160 g ______________ ¨mBisfenol-A

(2 x 94 x 1.160) < (58 x 7.520) Excesso de propanona.

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ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI Então,

2 fenol + propanona H+→ Bisfenol-A + água

2 x 94 g ______________ 228 g 7.520 g ______________ mBisfenol-A mBisfenol-A = 9.120 g = 9,12 kg 05. E C12H22O11(s) + H2O(l) → 4 C2H6O(l) + 4 CO2(g) 342 g ______________ 4 x 46 g 1.026 g ______________

2 6C H Om

2 6C H Om = 552 g

06. C Teremos: Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2 NaCl 111 g ______________ 100 g

2CaClm ______________ 10 g

2CaClm = 11,1 g

07. C Teremos: CH3CH2OH(g) → CH3CHO(g) + (aq)2 H+ + 2 e– 46 g ______________ 2 x 6 x 1023 e– 460 x 10–6 g ______________ n n = 120 x 1017 = 1,2 x 1019 e– 08. D Teremos: mNaOH = mI; 2 4Na SOm = mIII

H2SO4 + 2 NaOH → 2 H2O + Na2SO4 2 x 40 g ______________ 142 g mI ______________ mIII

mIII = I142 x m(a)

800

mCaO = mII; 4CaSOm = mIV

H2SO4 + CaO → H2O + Ca2SO4 56 g ______________ 136 g mII ______________ mIV

mIV = II136 x m(b)

56

mIII + mIV = 25,37 g (c) mI + mII = 11,2 g Substituindo (a) e (b) em (c), vem:

I II142 x m 136 x m25,37 g (d)

80 56+ =

Teremos o sistema:

I II

I II

142 x m 136 x m25,37 g

80 56m m 11,2g

+ = + =

Resolvendo, vem: mI = mNaOH = 2,8 g mII = mCaO = 8,4 g

09. D

MgO + SO2 + 12

O2 → MgSO4

40 g ______________ 64 g x(t) ______________ 9,6 . 103 t

3

340g 9,6 . 10 tx 6,0 . 10 t de MgO

64 g+

= =

10. D Pela equação química mostrada, observamos que:

2 mols de triestearina C57H110O6 ______________ 110 mols

1.980 g

1 mol ______________________________________________________________________________________________ m m = 990 g AULA 15 01. C O etanol (CH3CH2OH) faz ligações de hidrogênio

com a água. As camadas de solvatação formadas por

moléculas de água são atraídas pelo etanol e o coloide é desestabilizado.

02. B Análise das afirmativas: I. Afirmativa correta. Coloides são misturas

que contêm um componente que varia de 1 a 1000 nm.

II. Afirmativa incorreta. Nas emulsões o disperso e o dispersante são líquidos e neste caso temos partículas sólidas dispersas em uma fase gasosa.

III. Afirmativa correta. Consistem em um sistema do tipo aerossol sólido, ou seja, têm-se partículas sólidas dispersas num gás.

IV. Afirmativa incorreta. Neste caso os coloides são polidispersos e heterogêneos.

03. E Proteínas possuem diâmetros médios entre

1,0 nm e 1.000 nm e, quando em solução aquosa, formam sistemas caracterizados como coloides.

04. E (NaCl, ZnCl2 e CaCl2) 05. D (Creme de leite, maionese paliestireno expandido) 06. A (emulsificante) 07. D Aço → Fe, C Ouro 18 → quilates, Av, Cu, Ag Bronze → Cu e Sn Latão → Cu e Zn

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ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 08. E

Aço → Fe + C Bronze → Cu e Sn Ouro 14 quilates → Na e Cu Latão → Cu + Zn 09. C Dispenção com etanol 10. A As demais são falsas porque: B) Uma solução pode ser formada também por

gases e sólidos, e não somente por líquidos. C) Uma solução sempre constitui um sistema

com uma única fase. D) Uma solução sempre é homogênea. E) Uma solução é uma mistura de substâncias,

e não uma substância pura. AULA 16 01. D De acordo com as curvas de solubilidade e com a

tabela fornecida, vem:

Conclusão: a curva A diz respeito ao nitrato de sódio (NaO3), pois apresenta maior solubilidade abaixo de 65 ºC e a curva B, ao nitrato de potássio (KNO3), pois apresenta menor solubilidade abaixo de 65 ºC. Considerando duas soluções aquosas saturadas e sem precipitado, uma de KNO3 e outra de NaNO3, a 65 ºC, o efeito da diminuição da temperatura acarretará a precipitação de ambas.

3

3

KNO : 130 g 115 g 15 g (precitação).NaNO : 130 g 125 g 5 g (precitação).

− =− =

02. E [A] Incorreta. No ponto 1, as soluções A e B

apresentam a mesma temperatura e as mesmas solubilidades.

[B] Incorreta. A solução da substância A está

saturada no ponto 2 no qual ocorre um pico na solubilidade de A.

[C] Incorreta. No ponto 3, a solução A está

insaturada, ou seja, estável e a solução B estará supersaturada, ou seja, instável.

[D] As curvas de solubilidade podem indicar

mudanças na estrutura dos solutos. Por exemplo, no ponto 2, a estrutura cristalina pode ter sido alterada com a hidratação do composto, antes, anidro.

[E] A solubilidade da substância B segue o perfil

esperado para a solubilidade de gases em água, ou seja, com a elevação da temperatura a solubilidade dos gases diminui em água, pois a constante de Henry depende da temperatura. Observe:

A partir da equação de estado de um gás ideal, vem:

7


H

Xpressãoparcial

X

X

eq

Xeq eq

X

eqX

Constante de Henry (K )

H X

p V n R T

pnV R T

p[X(g)]

R T

X(g) X(l)

[X(l)]K[X(g)]

p[X(l)]K [X(l)] Kp R T

R TK

[X(l)] pR T

[X(l)] K p

× = × ×

=×

=×

→←

=

= ⇒ = ××

×

= ××

= ×

03. A [A] Correta. De acordo com as curvas

representadas, o processo de dissolução dos sais constituídos pelos metais alcalinos (KNO3 e NaCl), em água, é endotérmico, pois a solubilidade aumenta com a elevação da temperatura.

[B] Incorreta. A mistura de 120 g de cromato de

potássio com 200 g de água forma uma solução insaturada a 60 ºC.

2 480 g (K CrO ) 2

2 4

100 g de H O160 g (K CrO ) 2

2 4 2 4

200 g de H O120 g de K CrO 160 g de K CrO

Solução insaturada< ⇒

⇒

[C] Incorreta. O coeficiente de solubilidade do

sulfato de cério diminui com o aquecimento do sistema aquoso, pois a curva representativa do processo é decrescente.

[D] Incorreta. A solubilidade do nitrato de

potássio (A) é menor do que a do cromato de potássio (B) à temperatura de 20 ºC.

[E] Incorreta. O nitrato de potássio (S2) e o

cloreto de sódio (S1) apresentam diferentes coeficientes de solubilidade a 40 ºC.

04. A Solubilidade (KCl; 60 ºC) = 45 g/100 g de água, então:

45 g de KCl 100 g de água90 g de KCl 200 g de água18 g de KCl água (dissolve 18 g)

água (dissolve 18 g)

(total de água)

evaporada

m

m 40 g

m 200 g

m 200 g 40 g 160 g

=

=

= − =

05. D [A] Incorreta. Além da sacarose, tem-se o NaOH

que é uma base. [B] Incorreta. Pela análise do gráfico a solubilidade

do sulfato de cério (III) em água, diminui à medida que a temperatura aumenta.

[C] Incorreta. Em 80 ºC a massa de soluto será

600 g/100 g de H2O. Em 40 ºC a massa de soluto será 300 g/100 g

de H2O. A massa que permanecerá em solução será

de 300 g de soluto. [D] Correta. A dissolução do iodeto de sódio

aumenta com o aumento da temperatura, ou seja, precisa de calor para dissolver, portanto, endotérmica.

[E] Incorreta. A zero graus vários sais possuem solubilidade elevada, como por exemplo, o nitrato de amônio.

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ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 06. C

A solubilidade de gases em líquidos diminui com a elevação da temperatura.

07. C O cloreto de sódio (NaCl) forma solução homogênea

com a água, em que é possível solubilizar, a 20 ºC, 36 g de NaCl em 100 g de água.

Tem-se uma solução em que 545 g de NaCl estão dissolvidos em 1,5 L de água a 20 ºC, sem corpo de fundo, então:

36 g (NaCl)20 C

100 g de água

545 g (NaCl)

°

20 C

NaCl

1500 g de água

m

°

20 C

NaCl

100 g de águam 36,33 g

°

=

Conclusão: 35,33 g > 36 g (NaCl); ≈ 0,33 g a mais; a solução é supersaturada.

08. B Teremos:

SOLU

ÇÃO

ADI

ÇÃO

PREC

IPIT

ADO

CONC

LUSÃ

O

1

0,5

g

Nen

hum

Insaturada (todo o sal é dissolvido)

2

0,5

g

0,5

g Saturada (o sal acrescentado precipita)

3

0,5

g

0,8

g Supersaturada (o sal acrescentado mais 0,3 g precipitam)

09. B No processo de fabricação dos refrigerantes, a

diminuição da temperatura da água facilita a dissolução do CO2(g) na bebida, ou seja, a dissolução aumenta com a diminuição da temperatura e vice-versa.

10. A Teremos:

10 g soluto ______________ 100 g (água)

De acordo com o gráfico, a 20 ºC, têm-se 110 g de solução (10 g + 100 g).

110 g (solução)

1,1 kg

10 g (soluto)1.100 g (solução)

soluto

soluto

m

m 100 g=

AULA 17 01. A

1m 20gC .0,05 g /L . (0,05g /L) .V

V V20g

20g.V .V 400 L0,05g /L

= = =

= = =

02. B V = 400 mL = 0,4 L

1m 30gC C C 75 g / L

V 0,4 L= → = → =

03. E Precisamos descobrir primeiro quanto em massa

existe de soluto na solução. Para isso, usamos a massa molar do etileno glicol, que é calculada da seguinte maneira:

C2H6O2 = 2 . 12,0 + 6 . 1,0 + 2 . 16,0 = 62 g/mol Agora fazemos uma regra de três simples: 1 mol ______________ 62 g 5 mol ______________ m1

m1 = 310 g Substituindo os valores na fórmula da

concentração comum, temos: V = 500 mL = 0,5 L

1m 310gC C C 620 g /L

V 0,5 L= → = → =

9

ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 04. A

1m 4,0gC C C 2,0 g /L

V 2,0 L= → = → =

05. E Nesse caso, temos que passar o valor do volume

da solução de mL para L:

1 ______________ 1.000 mL

X ______________ 220 mL

X = 220

1.000

X = 0,22 L Agora podemos fazer uma regra de três básica: 33 g de ______________ 0,22 L de solução y ______________ 1 L de solução

1 L . 33g0,22L

y = 150 g/L 06. E Sabendo que a diferença de massa entre o

refrigerante comum e o diet é somente em razão do açúcar:

maçúcar = mrefrigerante comum – mrefrigerante diet maçúcar = 331,2 – 316,2 maçúcar = 15 g

15 g de açúcar _____________ 0,3 L de refrigerante (300 mL) x ______________ 1 L de refrigerante

x = 1 . 150,3

x = 50 g de açúcar/L de refrigerante 07. B Primeiramente, calculamos a concentração

comum de cada amostra. Como a unidade pedida no exercício é g/L, o volume de 500 mL será passado para litros, dando um resultado de 0,5 L:

1mC

V=

Amostra 1 Amostra 2 Amostra 3

122g

C0,5L

= 220g

C0,5L

= 324g

C0,5L

=

C1 = 44 g/L C2 = 40 g/L C3 = 48 g/L Tirando a média:

1 2 3

média média

média

C C C (44 40 48)g /LC C

3 3C 44g /L

+ + = += → = →

→ =

08. D

1

1

1

1

mC

Vm

8,0g /L0,25L

m 8,0g /L . 0,25 Lm 2,0g

=

=

==

09. A O valor da porcentagem em massa indica que

existem: 2 · 10–4 g de NaF em 100 g de solução Como a densidade da solução é 1,0 g/mL, ou seja,

1.000 g/L, se um indivíduo ingerir 1 L dessa solução, ele estará ingerindo 1.000 gramas da solução.

Então: 100 g de solução ______________ 2 . 10–4 g de NaF 1 000 g de solução ______________ x

4

3

1.000g de solução . 2 . 10 g de NaFx

100g de solução

x 2 . 10 g de NaF

−

−

= ⇒

⇒ =

Outra maneira de resolvermos essa questão é

pela aplicação da fórmula de título (τ): τ · 100% = % em massa em que: m1 = ?

1m. 100% 5 em massa

m%=

m = 1.000 g em massa = 2 · 10–4 %

41m. 100% 2. 10 %

1.000 g−=

m1 = 2 · 10–4% . 1.000 g ⇒ m1 = 2 . 10–3 g de NaF 10. D Se τ = 5%, então significa que temos 5 g de soluto

(glicose) em 100 g de solução. Lembrando que 1 kg = 1.000 g, temos:

5 g de glicose ______________ 100 g de solução x ______________ 1.000 g de solução

5. 1.000

x100

=

x = 50 g de glicose AULA 18 01. B Por meio das massas molares, calculamos a

massa molar do HCl, que é igual a 36,5 g/mol (1,0 + 35,5).

Agora, precisamos determinar o volume da solução, que é considerado o mesmo que o da água. Fazemos isso por meio da densidade:

m md VV d

= ⇒ =

10


A massa da solução (m) é dada pela soma da massa do soluto (HCl(s)) com a massa do solvente (água):

m = 120 g + 1.000 g = 1.120 g Assim, substituindo os dados na fórmula acima

para encontrar o valor do volume, temos:

33

1.120gV V 1072,8 cm

1,044g / cm= ⇒ =

Passando o volume de cm3 para litros, temos: 1 L = 1 dm3

1 cm³ = 0,001 dm³ Se dm³ = L, então: 1 cm³ ______________ 0,001 L 1072,8 cm³ ______________ V V = 1,0728 L Agora sim podemos substituir os valores na

fórmula da concentração em mol/L:

1mM

MM.v120g

M(36,5g / mol) . (1,0728L)

M 3,06mol / L

=

=

=

02. A

1mM

MM.v18g

M(180g / mol) . (1,0L)

M 0,1mol / L

=

=

=

03. A Dados: m1 = 0,4 g MM(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5 g/mol V (L) = ? (é o que se deseja descobrir) M = 0,05 mol/L Aplicando os valores relacionados na fórmula,

temos:

1

1

mM

MM.vm

VMM . M

0,4gV

(58,5g / mol) . (0,05mol /L)V 0,14 L

=

=

=

=

04. D Dados: m1 = ? (é o que se quer encontrar) MM = 200 g/mol V (L) = 250 mL = 0,25 L M = 5,0 . 10-5 mol/L Aplicando os valores relacionados na fórmula,

temos:

1

15

15 3

1

mM

MM.vm M.MM.v

m (5,0. 10 mol / L) . (200g / mol) . (0,25L)

m 250. 10 g 2,5. 10 g 2,5mg0,4g

V(58,5g / mol) . (0,05mol /L)

V 0,14 L

−

− −

=

=

=

= = =

=

=

05. E Dados: m1 = ? (é o que se quer encontrar)

4 6 6(C H O )MM = (4 . 12) + (6 . 1) + (6 . 16) = 150 g/mol

V (L) = 100.000 L M = 0,175 mol/L Aplicando os valores relacionados na fórmula,

temos:

11

16

1

mM m M.MM.v

MM.vm (0,175 mol / L) . (150 g / mol) . (100.000 L)

m 2.625.000g 2.625. 10 g 2,62t

= ⇒ =

=

= = =

06. C Dados: m1 = 117 g MM(NaCl) = 23 + 35,5= 58,5 g/mol V (L) = ? (é o que se deseja descobrir) M = 0,25 mol/L Aplicando os valores relacionados na fórmula,

temos:

1

1

mM

MM.vm

vMM . M

117gv

(58,5 g / mol) . (0,25 mol / L)v 8 L

=

=

=

=

07. C Dados:

m1 = ? (é o que se quer encontrar) M1 = 19,0 g/mol V (L) = 3 L M = 5 . 10-5 mol/L Aplicando os dados na fórmula da concentração

em mol/L, temos:

1

1

mM

M . V(L)=

m1 = M . M1 . V(L) m1 = 5 . 10-5 mol/L . 19,0 g/mol . 3 L m1 = 285 . 10-5 g ou m1 = 2,85 . 10–3 g, que é o mesmo que 2,85 mg

11

ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 08. A

Dados: C (concentração comum) = 6 mg/L M1 = 200 g/mol Como C é dado pela fórmula:

1mC

V=

Então isso significa que: m1 = 6 mg ou 6 . 10-3 g V = 1 L Assim, podemos aplicar na fórmula da

concentração em mol/L para descobrir a resposta:

1

13

3 5

mM

M . V(L)

6. 10 gM

200 g/ mol . 1 L

M 0,03 . 10 mol / L ou 3 . 10 mol / L

−

− −

=

=

=

09. C Dados: m1 ou massa do soluto (material dissolvido) = 160 g m2 ou massa do solvente (material que dissolve o

outro) = 216 g massa atômica do Na = 23 u massa atômica do O = 16 u massa atômica do H = 1u X1 (fração molar do soluto) = ? X2 (fração molar do solvente) = ? Como o exercício solicita as frações molares e

forneceu apenas massas, teremos que realizar os passos a seguir:

1o Passo: Cálculo da massa molar do soluto (NaOH - M1) e do solvente (H2O – M2). Isso é feito pela multiplicação da massa atômica do elemento pela sua quantidade na fórmula, seguida da soma da multiplicação feita para cada um. • Para o NaOH (M1):

M1 = 23 . 1 + 16 . 1 + 1 . 1 M1 = 23 + 16 + 1 ⇒ M1 = 40 g/mol

• Para o H2O (M2): M2 = 1 . 2 + 16 . 1 M2 = 2 + 16 ⇒ M2 = 18 g/mol 2o Passo: Determinar a quantidade de matéria do

soluto (n1), solvente (n2) e solução (n). Para o soluto e o solvente, dividimos as massas fornecidas no exercício pelas suas massas molares; para a solução, somamos a do soluto e a do solvente. • Para o soluto (n1):

11

1

1

1

mn

M160n40

n 4 mol

=

=

=

• Para o solvente (n2):

22

2

2

2

mn

M216n18

n 12 mol

=

=

=

• Para a solução (n):

n = n1 + n2 n = 4 + 12 n = 16 mol 3o Passo: Determinar a fração de quantidade de

matéria do soluto (X1) e do solvente (X2) dividindo a quantidade de matéria pela quantidade de matéria da solução: • Para o soluto (X1):

11

1

1

nX

n4X16

X 0,25

=

=

=

• Para o solvente (X2):

22

2

2

nX

n12X16

X 0,75 mol

=

=

=

10. D Dados:

• Concentração (C) de lactose no leite = 45 g/L (a cada litro de leite, temos 45 g de lactose)

• m1 ou massa do soluto (lactose) = 45 g • Densidade (d) do leite (água + lactose) =

= 1 g/mL (como a densidade da solução é de 1 grama a cada 1 mL, logo, se temos 1 L de solução, temos 1.000 gramas de solução)

• massa da solução (m) = 1.000g (como a massa da solução é a soma da massa do soluto e a massa do solvente, logo, a massa do solvente é de 955 gramas)

• m2 ou massa do solvente (água) = 955 g • X1 (fração molar do soluto) = ? • Fórmula molecular da lactose = C12H22O11 • massa atômica do C = 12 u • massa atômica do O = 16 u • massa atômica do H = 1 u

1o Passo: Cálculo da massa molar do soluto e do

solvente. Isso é feito pela multiplicação da massa atômica do elemento pela sua quantidade na fórmula, seguida da soma da multiplicação feita para cada um. • Para o C12H22O11 (M1):

M1 = 12.12 + 1.22 + 16.11 M1 = 144 + 22 + 176 M1 = 342 g/mol

12


• Para o H2O (M2): M2 = 1.2 + 16.1 M2 = 2 + 16 M2 = 18 g/mol 2o Passo: Determinar a quantidade de matéria do

soluto (n1), solvente (n2) e solução (n). Para o soluto e o solvente, dividimos as massas fornecidas no exercício pelas suas massas molares; para a solução, somamos a do soluto e a do solvente. • Para o soluto (n1):

11

1

1

1

mn

M45n342

n 0,13 mol

=

=

=

• Para o solvente (n2):

22

2

2

2

mn

M955n18

n 53,05 mol

=

=

=

• Para a solução (n):

n = n1 + n2 n = 0,13 + 53,05 ⇒ n = 53,18 mol 3o Passo: Determinar a fração de quantidade de

matéria do soluto (X1) e do solvente (X2) dividindo a quantidade de matéria pela quantidade de matéria da solução.

11

1

31

nX

n0,13X53,18

X 0,0024 ou 2,4 . 10−

=

=

=

AULA 19 01. C T = 0,95 mol1 = 98 g/mol d = 1,857 g/mL M = ? M . mol1 = 1.000 d . T ⇒ M . 98 = 1.000 . 1,857 . 0,95

1 . 764, 15

M 18 mol / L98

= =

02. A C = 2,95 g/L NaCl M = ? Mol1 = 58,5 g/mol C = M . Mol1 ⇒ 2,95 = M . 58,5

2,95M 0,05 mol / L58,5

= =

03. D Soro fisiológico M . mol1 = 1.000 . d . t M . 58,5 = 1.000 x 1 x 0,009

9M 0,15 mol / L58,5

= =

Vinagre M . mol1 = 1.000 . d . t M . 60 = 1.000 x 1 x 0,05

50M 0,83 mol / L60

= =

Água sanitária M . mol1 = 1.000 . d . t M . 74,5 = 1.000 x 1 x 0,02

20M 0,27 mol / L74,5

= =

Água oxigenada M . mol1 = 1.000 . d . t ⇒ M . 34 = 1.000 x d x t

M . 34 = 1.000 x 1 x 0,03 ⇒ 30M 0,88 mol / L34

= =

04. D CO2 Mol1 = 44 g/mol M = 0,025 mol/L C = ? C = M . Mol1 ⇒ C = 0,025 x 44 C = 1,1 g/L 05. B Teremos: 10–3 L (benzeno) – 0,9 g 5 L (benzeno) – m(Benzeno) m(Benzeno) = 4.500 g

3 1 13

4.500 gC 3 x 10 gL 3 g.mL

1.500 x 10 L (Benzeno)− − −= = =

06. C 10,0 g (chá preto) ______________ 100% 0,05 g (cafeína) ______________ p p = 0,50% 07. B Teremos: Ca2+ ______________ 32HCO− 40 g ______________ 2 mol 16 x 10–3 g ______________

3HCOn −

3

4HCO

n 8,0 x 10 mol−−=

08. D Têm-se chapas retangulares de 30 cm x 40 cm. 1. Cálculo da área: A = b x h A = 40 cm x 30 cm ⇒ A = 120 cm2 A = 0,12 m2

13

ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 2. Cálculo da massa de prata em 1 chapa:

1 m2 ______________ 5 g(Ag) 0,12 m2 ______________ mAg mAg = 0,6 g Em 10 chapas a massa de prata será: 0,6 g x 10 chapas = 6 g Para a solução de fixador, vem: 1 L ______________ 5 g(Ag) 2 L ______________ mAg’ mtotal = mAg + mAg’ 6 g + 10 g = 16 g 09. B Em um álcool 70º temos 70% de álcool e 30 g de

água, ou seja, 70 g de álcool em 100 g de solução. Então, teremos:

d = 0,87 g/mL = 870 g/L % em massa = 0,70 Concentração comum = (% em massa) x d Concentração comum = concentração molar x x massa molar (% em massa) x d = concentração molar x massa molar

(% em massa) x dConcentração molar

massa molar0,70 x 870

Concentração molar 13,24 mol / L46

=

= =

10. C Pelo gráfico percebemos que a curva referente à

temperatura I está acima da curva referente à temperatura II. Concluímos que o prazo de validade na temperatura I é maior, pois a concentração do princípio ativo também é maior.

AULA 20 01. B Ao misturarmos 50 cm3 de gasolina com 50 cm3

de solução aquosa de NaCl, observamos que houve um aumento de 13 cm3 na fase aquosa; portanto, o volume de álcool é de 13 cm3 nos 50 cm3 da gasolina.

50 cm3 ______________ 100% 13 cm3 ______________ x x = 26% 02. A

2

2

2

2

40g de B60 ºC: Cs(B)

100g de H O40g de B 100g de H O

120g de B xg de H O

120 . 100x 300g de H O

40

=

− −

= =

03. A

2

10g de A0 ºC: Cs(A)

100g de H O=

Para preparar uma solução saturada I, a 0 ºC, basta dissolver 10 g de A em 10 g de água.

04. D No intervalo de temperatura de 30 ºC a 100 ºC, a

curva de solubilidade do Na2SO4 é descendente. A 40 ºC, a solubilidade do KNO3 e do Na2SO4 são

iguais. A 20 ºC, a solubilidade do KNO3 e do Na2SO4 são

iguais. Cs(KNO3) = 10 g de KNO3/100 g de H2O (0 ºC). 05. D Teremos: NaClO = 74,5 g . mol–1

NaClONaClO

NaClO

NaClO

m 250n 3,356 molM 74,5

n 3,356[NaClO] 0,67 mol / LV 5,0

= = =

= = =

06. C Teremos:

12 22 11C H O

12 22 11

212 22 11

m 34n 0,0994 molM 342

0,0994 mol[C H O ] 0, 1988 mol / L

0,5 L

[C H O ] 20 x 10 mol / L−

= = =

= =

≈

07. B Concentração Na (mg/mL) = concentração

Na (mol/L) x MNa

69 mg

200 mL = Concentração Na (mol/L) x 23 g . mol

Concentração Na (mol/L) = 0,015 mol/L Concentração K (mg/mL) = concentração

K (mol/L) x MK

78 mg

200 mL = Concentração K (mol/L) x 39 g . mol

Concentração K (mol/L) = 0,01 mol/L 08. B Teremos

33

Ca 1

33

1

248 x 10 gmn 6,2 x 10 mol n[Cálcio]M 40 g . mol VV 200 mL 0,2 L

6,2 x 10n[Cálcio] 31 x 10 mol / LV 0,2

[Cálcio] 3, 1 x 10 mol / L

−−

−

−−

−

= = = =

= =

= = =

=

14

ALEX/2018/APOSTILA 3° ANO EM – QUIMICA II EUDASIO – RESOLUÇÃO QUIMICA II – COMP3/MAURI 09. C

A porcentagem de peróxido de hidrogênio é de 5%, ou seja:

100 mL de alvejante _____ 5 mL de peróxido de hidrogênio 200 mL _____ V V = 10 mL de peróxido de hidrogênio 10. B

6 8 7

4,8Concentração comum 48 g/L0,1

C H O 192 g / molConcentração comum

Concentração molarMassa molar

48Concentração molar 0,25 mol / L192

= =

=

=

= =

· como a massa tem que ser dada em gramas, temos que 198 mg de fosgênio é igual a 0,198 g: 99 g...

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