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PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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Produção Projeto e Desenvolvimento Pedagógico

Disciplinas Autores

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I229 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. — Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]

832 p.

ISBN: 978-85-387-0577-2

1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.

CDD 370.71


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Teoria Atômica de Dalton e

modelos atômicos

Com o desenvolvimento da quími-ca, na segunda metade do séc. XVIII, acumularam-se fatos que, para serem explicados, necessitavam de uma teo-ria sobre a constituição da matéria.

Por volta de 1785, Lavoisier de-monstrou que não há variação da mas-

sa numa reação química: a massa dos produtos é igual à soma das massas das substâncias reagentes.

Em 1799, Proust descobriu a lei das proporções definidas, a qual afirma que: uma dada substância contém seus elementos constituintes

na mesma proporção.

O estudo das propriedades da combinação de elementos gasosos também levantou problemas que desafiaram a teoria atômica.

Gay-Lussac descobriu em 1805 que: numa reação de elementos no estado gasoso, os volumes dos rea-gentes e dos produtos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, estão entre

si como pequenos números inteiros.

A Química estava começan-do a se tornar uma Ciência Exata. A Lei das Proporções Definidas e a Lei das Proporções Múltiplas eram bem aceitas por volta de 1808, quando Dalton publicou o seu Novo Sistema de Filosofia

Química, no qual propunha que os átomos de cada elemento possuíam um peso atômico característico, e que esses seriam as unidades das combinações químicas. Entretanto, Dalton não tinha uma maneira de determinar os pesos atômicos de uma forma pre-cisa, de modos que ele fez, erroneamente, a propo-sição de que, no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento. Assim, a água, por exemplo, seria HO.

Na sua famosa lei, Avogadro explicou a lei dos volumes das combinações de gases de Gay-Lussac, estabeleceu a fórmula da água como H2O ao invés de HO, distinguiu átomos de moléculas (tendo ele mesmo cunhado o ter-mo molécula), distinguiu massas moleculares de massas atômicas, e permitiu o cálculo de massas atômicas sem precisar recorrer às regras impostas por Dalton.

Avogadro tornou comum o uso da Matemática em Química, e pode ser considerado um dos funda-dores da Físico-Química.

Lei de Dalton - Lei das Proporções Múltiplas

Partindo das investigações sobre a composição dos diferentes óxidos de nitrogênio, Dalton esta-beleceu a Lei das Proporções Múltiplas, conhecida também como Lei de Dalton.

Dalton concluiu que, se dois elementos, A e B, podem formar mais de um composto, então as mas-sas de B que combinam com a mesma massa de A nos diferentes compostos, estão entre si na mesma proporção que pequenos números inteiros.

Lavoisier.

Proust.

Gay-Lussac.

Dalton.

Avogadro.


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Exemplo: `

Oxigênio e carbono podem formar dois compos-tos: em um deles, monóxido de carbono, a proporção dos dois elementos é de 4 : 3 (massa), respectivamen-te, e no outro, dióxido de carbono, é de 8 : 3.

CO PM = 28 1 mol = 28g

28g de CO16g de oxigênio12g de carbono

CO2 PM = 44 1 mol = 44g

CO2

32g de oxigênio12g de carbono

As massas de oxigênio que reagem com a mes-ma massa de carbono nos dois compostos estão entre si como 16 : 32, 4 : 8 ou 1 : 2.

Raciocinando em função do número de átomos, podemos dizer que, se o número de átomos de um elemento permanecer fixo, o número do outro vai variar segundo uma relação de números inteiros e pequenos. Isto é:

CO 1 de C : 1 de O1 de C : 2 de O

1 : 2CO2

Podemos reenunciar a Lei de Dalton de modo mais didático.

Quando dois elementos se combinam para for-mar mais de um composto, se a massa de um deles permanecer constante, a do outro vai variar numa relação de números inteiros e pequenos.

Essa lei, conhecida como Lei das Proporções Múltiplas, ou Lei de Dalton, foi derivada da teoria e posteriormente confirmada pela experiência, cons-tituindo a primeira predição e o primeiro triunfo da teoria atômica da matéria.

Apesar do seu sucesso para explicar e predizer as leis da combinação química, a teoria de Dalton era incompleta, pois não podia determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, pois fez, erroneamen-te, a proposição de que no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento.

Para Dalton, os gases oxigênio, hidrogênio e cloro, por exemplo, seriam formados por apenas um único átomo em vez de dois. Assim, as fórmu-las dessas substâncias simples seriam O, H e C e não O2, H2 e C 2.

Ainda segundo Dalton, a fórmula da água de-veria ser HO em vez de H2O; a fórmula da amônia seria NH e não NH3 etc.

Lei Volumétrica de Gay-Lussac

Em 1808, sintetizando a água, Gay-Lussac ve-rificou que sempre 2 volumes de hidrogênio se com-binavam com 1 volume de oxigênio. Fascinado pela simplicidade dessa proporção, estudou outros gases e constatou que a proporção de combinação dos gases é sempre muito simples. Daí surgiram as Leis Volumétricas de Gay-Lussac, que muito contribuiram para a consolidação da Teoria Atômica Molecular.

Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas num processo químico, medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão, es-tão entre si numa relação de números inteiros e simples.

Exemplo: `

Reação: gás nitrogênio + gás hidrogênio gás amoníaco

1ª experiência: 3L 9L 6L

2ª experiência: 5cm3 15cm3 10cm3

Ao simplificar a relação entre os volumes dos três gases, obtemos 1 : 3 : 2, que é uma relação de números inteiros e pequenos.

A soma dos volumes dos reagentes não é igual ao volume do produto: o volume do gás amoníaco formado é a metade da soma dos gases reagentes. Houve contração de volume.

Teoria Atômico-Molecular de Avogadro

Como sabemos, Dalton não tinha uma maneira de determinar os pesos atômicos de uma forma pre-cisa, não podendo dizer, com certeza, que a água, por


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exemplo, seria HO. Seguramente essa proposição foi imposta a Dalton pelo seu profundo caráter religioso, pois era um quaker convicto, e obrigado por isso a levar a vida da forma mais simples possível – daí a ideia que os compostos deveriam também ser os mais simples possíveis.

Nessa época, Gay-Lussac estudava reações químicas de gases, e achou que as razões entre os volumes dos gases reagentes eram números inteiros pequenos. Imagine: dois volumes de hidrogênio rea-gindo com um volume de oxigênio para produzir dois volumes de vapor d’água – relação de 1 : 2 entre os gases reagentes! Esse fato teria providenciado um método lógico de medição de pesos atômicos, mas o próprio Gay-Lussac não percebeu a profundidade do seu achado, e não levou adiante os seus estudos nessa direção. Foi Dalton que sentiu que uma relação simples, de números inteiros dos volumes dos gases que reagem, implicam numa igualmente simples rela-ção entre as partículas que reagem. Entretanto, como Dalton pensava em partículas como sendo átomos indivisíveis, ele não conseguia entender como uma partícula de oxigênio poderia produzir duas partí-culas de água. Por isso, tratou de criticar o trabalho de Gay-Lussac, pois o que ele dizia era uma ameaça direta para a sua nascente Teoria Atômica.

Em 1811, Avogadro publicou um artigo num jornal científico, na época, obscuro, o Journal de Physique, em que ele fazia a distinção entre molécu-las e átomos. Ele mostrava que Dalton confundia os conceitos de átomos e moléculas e afirmava que os “átomos” de hidrogênio e oxigênio eram na verdade “moléculas” contendo dois átomos cada. Dessa ma-neira, duas moléculas de hidrogênio reagiriam com uma molécula de oxigênio, produzindo duas molécu-las de água. Simples, não? Não para aquela época!

Enriquecida pela ideia de molécula proposta por Avogadro, a teoria atômica de Dalton ampliou-se e passou a ser conhecida como teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro. Trata-se da teoria de Dalton acrescida dos seguintes itens:

A matéria é constituída por átomos e molé- •culas.

As moléculas são constituídas por um número •inteiro de átomos.

As moléculas das substâncias simples (H • 2, O2, N2 etc.) são formadas por átomos iguais (do mesmo elemento).

As moléculas das substâncias compostas •(H2O, HC , NH3 etc.) são formadas por átomos de elementos diferentes.

As moléculas de uma mesma substância são •iguais.

As moléculas de substâncias diferentes são •também diferentes.

Lei de AvogadroEm 1811, Avogadro formulou que “em volumes

iguais de gases distintos, na mesma pressão e tem-peratura, há o mesmo número de moléculas”. Essa afirmação é conhecida hoje como Lei de Avogadro ou Princípio de Avogadro, que trouxe grandes con-tribuições ao desenvolvimento da química.

Observe que se tivéssemos 5 moléculas de hidrogênio, deveríamos ter também 5 moléculas de cloro e obteríamos 10 moléculas de gás clorídrico, o que satisfaria a relação 1 : 1 : 2 observada ao se medir os volumes.

gás hidrogênio (H2) + gás cloro (C 2) gás clorídrico (HC )

Devemos notar que numa reação entre gases, a relação dos coeficientes de uma equação química é igual á relação entre os respectivos volumes medidos à temperatura e pressão constantes. Exemplos:

1 H2(g) + 1 C 2(g) 2 HC (g)

1V 1V 2V

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

1V 3V 2V (houve contração de volume)


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O número de AvogadroApenas depois de Avogadro é que o conceito

de mol foi introduzido: o peso molecular em gramas (mol de moléculas) de qualquer substância contém o mesmo número de moléculas, então, de acordo com o Princípio de Avogadro, o volume molar de todos os gases deve ser o mesmo (de fato, 22,4L nas CNTP).

O número de moléculas em um mol é hoje co-nhecido como Número de Avogadro, mesmo que ele próprio nunca o tenha determinado.

Como sabemos, o número de Avogadro é ini-maginavelmente grande, muito difícil de se com-preender: 6,0221367 . 1023. Existem muitas formas de se tentar visualizar o tamanho de tal número, por exemplo:

Se você cobrir a superfície do Brasil de caro- •ços de milho de pipoca, o país ficaria coberto com uma camada de caroços com uma altura de aproximadamente 12 quilômetros.

Se você conseguisse contar átomos numa •velocidade de dez milhões de átomos por segundo (1 . 107 átomos/s), você levaria dois bilhões de anos para contar os átomos de um mol de moléculas.

Se você tivesse o número de avogadro de •moedas de 1 real, quanto você acha que elas pesariam? Algo como 2 . 1018 toneladas.

Atualmente, o Número de Avogadro não é mais chamado de “número”, mas de Constante de Avogadro, pois o mol é agora reconhecido como sendo a constante universal de medida de quantidade de substância (assim como o metro é a medida para comprimento).

Para facilitar os cálculos arredondaremos a Constante de Avogadro para 6,0 . 1023.

EstequiometriaEnquanto as leis que estudam as relações en-

tre massas de reagentes e produtos de uma reação química são conhecidas como leis ponderais, as leis que estudam as relações entre os volumes são cha-madas leis volumétricas. O cálculo das quantidades

de reagentes e produtos de uma reação química, por sua vez, recebe o nome de cálculo estequiométrico. Essas quantidades podem ser expressas de diferen-tes maneiras:

em massa; •

em volume; •

em número de partículas (átomos, íons ou •moléculas);

em quantidade de matéria (mols). •

Tais quantidades são obtidas por intermédio das leis ponderais, das leis volumétricas e das infor-mações contidas em uma ou mais equações químicas balanceadas.

Exemplo: `

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula

reagem com produzindo e

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

2 mols

de átomos

2 mols

de moléculas

2 mols

de moléculas

1 mols

de molécula

reagem com produzindo e

O enxofre forma dois óxidos de pesos moleculares, 1. respectivamente, 64 e 80. Sabendo-se que em ambos a massa de enxofre é 32:

Determinar a fórmula molecular de cada óxido.a)

Por meio deles, verificar a Lei de Dalton.b)

Solução: `

1.º óxido:a)

PM=64=32+massadeoxigênio∴

Massa de oxigênio = 64 – 32 = 32

fórmula molecular:

S 3232

= 1

O 3216

= 2

SO2


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2.º óxido:

PM=80=32+massadeoxigênio∴

Massa de oxigênio = 80 – 32 = 48

fórmula molecular:

S 3232

= 1

O 4816

= 3

SO3

SO21 de S : 2 de O

1 de S : 3 de O2 : 3

SO3

b)

Verificamos, experimentalmente, que três volumes do 2. gás hidrogênio reagem com um volume do gás ozônio, produzindo três volumes de vapor de água. Em uma dada experiência, sob temperatura e pressão constantes, sabemos que a soma dos volumes dos gases reagentes é igual a 20L.

Qual o volume de cada reagente?a)

Qual o volume do produto obtido?b)

Solução: `

hidrogênio + ozônio a) ∴água

relação entre volumes: 3 1 3

A soma dos reagentes é igual a 20. Se x for o vo-lumedoozônio, 3x será o volumedohidrogênio.Portanto:

3x + x = 20 ∴ x=5Ldeozônioe15Ldehidro-gênio.

Pelarelaçãoentreosvolumes,para3Ldehidrogê-b) niotemos3Ldeágua,logopara15Ldehidrogênioteremos15Ldeágua.

De acordo com a equação Fe + O3. 2 → Fe2O3, calcular o número de fórmulas de Fe2O3 que se formam a partir de 3,0 . 1023 moléculas de O2.

Solução: `

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

3,0 . 1023 moléculas x fórmulas

3 . 6,0.1023 moléculas 2 . 6,0 .1023 fórmulas

x = 3,0 . 1023 . 2 . 6,0 . 1023

3 . 6,0 . 1023 = 2,0 . 1023 fórmulas

(UERJ) O esquema abaixo representa a distribuição média 4. dos elementos químicos presentes no corpo humano.

126 átomos de hidrogênio

19 á

tom

os d

e ca

rbon

o

3 átomos de nitrogênio

1 átomo de qualquer outro elemento natural

51 átomos de oxigênio

(SNYDER, Carl H. The Extradiordinary Chemisty of Ordinary Thangs. New York: John Wiley & Sons Inc, 1997. Adaptado.)

O elemento que contribui com a maior massa para a constituição do corpo humano é:

carbono.a)

oxigênio.b)

nitrogênio.c)

hidrogênio.d)

Solução: ` B

O oxigênio tem maior massa molar que nitrogênio, carbono e hidrogênio. A maior quantidade de hidro-gênio não compensa essa diferença.

(Básico) Sobre a bancada de um laboratório encontram-1. se vários frascos contendo diversas substâncias com as seguintes etiquetas:

FeO – CO2 – CH4 – H2O – Fe2O3 – NO2

Forme um conjunto de substâncias, entre as relacionadas acima, que nos permita exemplificar a Lei de Dalton.


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(Básico) Foram feitas cinco reações entre os gases nitro-2. gênio e oxigênio (diatômicos), resultando cinco óxidos de nitrogênio gasosos. Os volumes coletados foram:

Óxido Nitrogênio+oxigênio → óxido de nitrogênio

1 1 1 2

2 2 5 2

3 2 3 2

4 1 2 2

5 1 2 1

Dê as fórmulas dos cinco óxidos de nitrogênio.

(Básico) 1,5L de um gás A reagem totalmente com 3L de 3. outro gás B, produzindo 3L de um gás AxBy. Admitindo que todos os volumes foram medidos nas mesmas con-dições de temperatura e pressão, determine os valores de x e y, sabendo que os gases A e B são diatômicos.

(Básico) Quantas moléculas de gás carbônico podem ser 4. obtidas pela queima de 96g de carbono puro, conforme a reação: C + O2 CO2?

(Básico) Quantas moléculas de gás oxigênio reagem 5. com 6 mols de moléculas de monóxido de carbono, conforme a equação: CO + O2 CO2 ?

(Básico) Dada a reação não-balanceada6.

Fe + HC → → FeC →3 + H2, qual o número de moléculas de gás hidrogênio produzidas pela reação de 112g de ferro?

(Básico) 5kg de CaCO7. 3 são totalmente decompostos, conforme a reação química: CaCO3 CaO + CO2 .

Calcule:

massa em kg de CaO obtido.a)

o volume de gás carbônico obtido a 25ºC e 1 atm, b) considerando que o volume molar é de 25L/mol.

(Básico) Analise atentamente a equação abaixo, balan-8. ceada, para responder ao que se pede.

2 N2H4 + N2O4 → 3 N2 + 4 H2O

Em qual proporção, em número de moléculas, as a) substâncias envolvidas na reação se relacionam entre si?

Em qual proporção, em quantidade de matéria, se b) relacionam N2H4 e N2?

Quantos mols de moléculas de Hc) 2O são produzidos quando a reação consome 5 mols de moléculas de N2H4?

Quantos mols de moléculas de Nd) 2 são produzidos juntamente com 12 mols de moléculas de H2O?

(Cesgranrio) Um funileiro usa um maçarico de aceti-9. leno para soldar uma panela. O gás acetileno (C2H2) é obtido na hora, através da seguinte reação química: CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2.

Qual a massa aproximada de carbureto de cálcio (CaC2) que será necessária para se obter 50L de acetileno nas CNTP?

(FEI) Dentre as seguintes substâncias: CO10. 2, NH3, HC , H2O, NO2 e CO, a lei das proporções múltiplas pode ser exemplificada, usando o seguinte par:

Ha) 2O e HC .→

NHb) 3 e NO2.

CO e COc) 2.

COd) 2 e NO2.

(ITA) A observação experimental de que 1,20g de 11. carbono pode se combinar tanto com 1,60g de oxigê-nio como com 3,20g de oxigênio corresponde a uma confirmação da:

Lei da Conservação das Massas, de Lavoisier.a)

Lei de Guldberg e Waage.b)

Regra de Proust, sobre pesos atômicos.c)

Lei das Proporções Múltiplas, de Dalton.d)

Lei das Proporções Recíprocas, de Richter e Wenzel.e)

(UFF) Para produzir 4,48L de CO12. 2 nas CNTP, conforme a reação

CaCO3 Δ CaO + CO2,

a quantidade necessária, em gramas, de CaCO3 é:

20,0.a)

10,0.b)

100,0.c)

200,0.d)

18,3.e)

(Cesgranrio) Os gases dióxido de enxofre, SO1. 2(g), e oxigênio, O2(g), em condições apropriadas, reagem for-mando o trióxido de enxofre, SO3(g). Usando volumes iguais dos dois reagentes, haverá excesso de um deles. A percentagem desse excesso de volume, em relação ao volume inicial dos reagentes é de:

25% de Oa) 2(g).


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25% de SOb) 2(g).

50% de Oc) 2(g).

75% de Od) 2(g).

80% de Oe) 2(g).

(ITA) Certo gás X é formado apenas por nitrogênio 2. e oxigênio. Para determinar sua fórmula molecular, comparou-se esse gás com o metano (CH4). Verificou-se que volumes iguais dos gases X e metano, nas mesmas condições de pressão e temperatura, pesaram, respec-tivamente, 0,88g e 0,32g. Qual a fórmula molecular do gás X?

[Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; N = 14; O = 16]

NO.a)

Nb) 2O.

NOc) 2.

Nd) 2O3.

Ne) 2O5.

(Rural) Em semelhantes condições de temperatura e 3. pressão, os conjuntos de substâncias que apresentam o mesmo volume são:

1 mol de Ha) 2 e 2 mols de HC→→ .

1.5 mols de Ne e 1 mol de Ob) 2.

2 mols de Hc) 2 e 1 mol de HC →.

1 mol de Hd) 2 e 1 mol de HC→ .

1 mol de He) 2 e 2 mols de O2.

(PUC) A reação da soda cáustica com hidrogenocarbo-4. nato de sódio pode ser representada pela equação

NaOH + NaHCO3 Na2CO3 + H2O.

Nessa transformação, quantos quilogramas de carbonato de sódio são obtidos a partir de 100 mols de hidróxido de sódio?

1,6.a)

5,3.b)

10,6.c)

21,2.d)

53,0.e)

(Cesgranrio) Uma substância que contém somente Kr 5. e F fornece, por aquecimento, 45mL de Kr(g) e 90mL de F2(g), nas mesmas condições de temperatura e pressão. Qual a fórmula mínima da substância?

KrF.a)

KrFb) 2.

KrFc) 4.

Krd) 2F.

Kre) 3F.

(Fatec) Dois frascos de igual volume, mantidos à mesma 6. temperatura e pressão, contêm, respectivamente, os gases X e Y. A massa do gás X é 0,34g e a do gás Y é 0,48g. Considerando que Y é o ozônio (O3), o gás X é:

[Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16; S = 32]

Na) 2.

COb) 2.

Hc) 2S.

CHd) 4.

He) 2.

(Fuvest) A oxidação da amônia (NH7. 3) com oxigênio, à alta temperatura e na presença de catalisador é completa, produzindo óxido nítrico (NO) e vapor de água. Partindo de amônia e oxigênio, em proporção estequiométrica, qual a porcentagem (em volume) de NO na mistura gasosa final?

10%.a)

20%.b)

30%.c)

40%.d)

50%.e)

(Unirio) Jacques A. C. Charles, químico famoso por seus 8. experimentos com balões, foi o responsável pelo voo tripulado. Para gerar gás hidrogênio, com o qual o balão foi enchido, ele utilizou ferro metálico e ácido, conforme a seguinte reação:

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g).

Supondo-se que tenham utilizados 448kg de ferro metálico, o volume, em litros, de gás hidrogênio obtido nas CNTP foi de:

[Massas atômicas: H = 1; Fe = 56]

89,6.a)

179,2.b)

268,8.c)

89 600.d)

179 200.e)

(UCS) Considere a equação:9.

2 NH3(g) + 52 O2(g) 2 NO(g)+ 3 H2O(g).


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Calcule o volume da mistura gasosa produzida na reação total de 4,0L de NH3(g) com 5,0L de O2(g).

(Dado: os volumes gasosos são medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura).

(Unicamp) O princípio de Avogadro estabelece que: 10. “Gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas”.

Considere volumes iguais de CO, CO2, C2H4 e H2, todos à mesma temperatura e pressão.

Pergunta-se: onde há maior número de átomos de:

oxigênio?a)

carbono?b)

hidrogênio?c)

Justifique suas respostas.

Analise atentamente a situação apresentada para res-11. ponder ao que se pede.

Você deverá organizar cestas de frutas contendo, cada uma, seis bananas, cinco laranjas, duas maçãs e três peras. Ao verificar as quantidades de frutas que possui, constata a existência de 40 bananas, 35 laranjas, oito maçãs e 13 peras. Com base nesses dados responda:

Quantas cestas será possível organizar?a)

Qual a proporção de bananas para maçãs em cada b) cesta?

Quais frutas estão em quantidades que limitam o c) número de cestas possíveis?

Qual a proporção de maçãs para peras em cada d) cesta?

(Fuvest) A produção industrial de metanol, CH12. 3OH, a partir de metano, CH4, e a combustão do metanol em motores de explosão interna podem ser representadas, respectivamente, pelas equações I e II:

3CHI. 4(g) + 2H2O(g) + CO2(g) → 4CH3OH(g)

CHII. 3OH(g) + 32 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

Supondo que o CO2 da reação representada em (I) provenha da atmosfera, e considerando apenas estas duas reações, I e II, responda se a seguinte afirmação é verdadeira: “A produção e o consumo de metanol não alteraria a quantidade de CO2 na atmosfera”. Justifique a sua resposta.


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FeO e Fe1. 2O3.

NO, N2. 2O5, N2O3, NO2 e N2O4.

x = 1 e y = 2.3.

4,8 . 104. 24 moléculas.

1,8 . 105. 24 moléculas.

1,8 . 106. 24 moléculas.

7.

2,8kg.a)

1 250L.b)

8.

2 : 1 : 3 : 4.a)

2 : 3.b)

10 mols de moléculas de Hc) 2O.

9 mols de moléculas de Nd) 2.

142,8g.9.

C10.

D11.

A12.

C1.

B2.

D3.

C4.

C5.

C6.

D7.

E8.

10L.9.


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10.

COa) 2.

Cb) 2H4.

Cc) 2H4.

Considerando que há o mesmo número de moléculas, o CO2 tem mais O que o CO. O C2H4 tem mais C que CO e CO2. O C2H4 tem mais H que H2.

11.

4.a)

3 : 1.b)

Maçãs e peras.c)

2 : 3.d)

Na primeira equação são produzidos 4 mols de mo-12. léculas de CH3OH. Por isso, multiplica-se a segunda equação por 4 e assim percebemos que, enquanto 1mol de moléculas de CO2 é consumido, outros 4 são formados. Dessa maneira, teremos um saldo de 3 mols de moléculas de CO2 na atmosfera a cada 4 mols de moléculas de metanol produzidos e consumidos.


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