12Q_Particulas.pdf

Novo

Jogo de Partículas

25

Mn Manganês 43

CADERNO DE APOIO AO PROFESSOR 44

Tc

Ru

Tecnécio

Ruténio

75

45

Rh

Pd

Ródio

Paládio

76

Re

Os

Rénio

Ósmio

107

46

77

78

Ir

Pt

Irídio

Platina

108

109

110

111

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Bóhrio

Hássio

Meitnério

Darmstácio

Roentgénio

112

Cn Copernício

113

Uut Ununtrio

4X¯PLFDy 12..º ANO

0DULDGD&RQFHL©¥R'DQWDVŠ0DUWD'XDUWH5DPDOKR

7 3ODQLȃFD©¥RDXODDDXOD 8 *XLDGHH[SORUD©¥RGHUHFXUVRVPXOWLP«GLD 25 )LFKDVIRUPDWLYDV 47 7HVWHV 95 $SRLR¢VDWLYLGDGHVODERUDWRULDLV 134 4XHVW·HVGHDXOD 148 6ROX©·HV 157 3ODQLȃFD©¥RDP«GLRSUD]R

Índice 1. Apresentação do projeto

................................................................................................................. 2 1.1 Introdução ......................................................................................................................................... 2 1.2 Estrutura do projeto ...................................................................................................................... 3 1.3 Avaliação em Química ................................................................................................................... 5

2. Planificação ............................................................................................................................................. 7 Planificação a médio prazo ................................................................................................................... 7 Planificação aula a aula ......................................................................................................................... 8

3. Guia de exploração de recursos multimédia......................................................................... 25 4. Fichas formativas ............................................................................................................................... 47 Ficha de diagnóstico ............................................................................................................................. Ficha formativa 1 ................................................................................................................................... Ficha formativa 2 ................................................................................................................................... Ficha formativa 3 ................................................................................................................................... Ficha formativa 4 ................................................................................................................................... Ficha formativa 5 ................................................................................................................................... Ficha formativa 6 ................................................................................................................................... Ficha formativa 7 ................................................................................................................................... Ficha formativa 8 ...................................................................................................................................

47 53 58 64 67 74 81 86 91

5. Testes ........................................................................................................................................................ 95 Teste 1 Teste 2 Teste 3 Teste 4 Teste 5 Teste 6

...................................................................................................................................................... 95 ..................................................................................................................................................... 103 ..................................................................................................................................................... 109 ..................................................................................................................................................... 116 ..................................................................................................................................................... 122 ..................................................................................................................................................... 128

6. Apoio às atividades laboratoriais

............................................................................................ 134 AL 1 – Um ciclo do cobre .................................................................................................................... 134 APL 1 –Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico....... 136 AL 2 – A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos ....................... 139 AL 3 – Funcionamento de um sistema tampão ........................................................................... 141 AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes ................................... 142 AL 5 – Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCƐ (aq) ...... 143 Al 6 – Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois ................................ 144 APL 2 – Produção de um biodiesel a partir de óleos alimentares queimados ................... 145 AL 7 –Síntese de um polímero .......................................................................................................... 147 Questões de aula .................................................................................................................................. 148 Grelhas ..................................................................................................................................................... 155

7. Soluções

................................................................................................................................................ 157

Fichas ....................................................................................................................................................... 157 Testes ....................................................................................................................................................... 176 Questões de aula .................................................................................................................................. 188 Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

1

1 Apresentação do projeto 1.1 Introdução Caros Colegas, Dada a diminuição da carga horária semanal imposta pela portaria n.o 243/2012 de 10 de agosto, as Metas Curriculares para a disciplina de Química do 12.o ano foram definidas a partir de uma seleção de conteúdos do Programa de 2004. A elaboração do projeto Novo Jogo de Partículas para o 12.o ano de escolaridade baseou-se nas Metas Curriculares da disciplina, que identificam as aprendizagens essenciais que os alunos devem alcançar. Salientamos que, tal como definido no Programa da disciplina, se considera fundamental o envolvimento ativo dos alunos nas tarefas práticas, em especial nas de caráter laboratorial. Neste Caderno de Apoio ao Professor apresenta-se um conjunto de materiais didáticos que os professores poderão selecionar e adaptar de acordo com as características dos alunos das turmas que lecionam.

Bom trabalho. As autoras

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1.2 Estrutura do projeto O projeto Novo Jogo de Partículas, 12.o ano, inclui, para o aluno: ͻ Manual + Caderno de Atividades Laboratoriais; ͻ Caderno de Exercícios e Problemas; ͻ Aula Digital Aluno. Exclusivamente, para o Professor apresenta: ͻ Manual do Professor + Caderno de Atividades Laboratoriais do Professor; ͻ Caderno de Apoio ao Professor; ͻ Aula Digital Professor.

1.2.1 Manual e Caderno de Atividades Laboratoriais Na elaboração do Manual houve a preocupação de cumprir o que é definido nas Metas Curriculares de Química para o 12.o ano. O Manual está organizado em dois volumes: o Manual propriamente dito e o Caderno de Atividades Laboratoriais. No início do Manual encontram-se as Metas Curriculares e a identificação das páginas em que são tratadas. Entendemos que era útil disponibilizar esta informação não apenas ao Professor mas também ao aluno, para que possa saber melhor o que é esperado de si e fazer a sua autoavaliação. No Manual os conteúdos estão organizados em unidades e subunidades, que correspondem aos domínios e subdomínios das Metas Curriculares. Cada subdomínio, por sua vez, está dividido em várias secções/tópicos, podendo cada um deles, em geral, ser tratado numa aula (dois tempos letivos). Ao longo da exploração de cada subdomínio estão destacados os conteúdos essenciais, acompanhados de diagramas, fotografias e esquemas que apoiam a apresentação do professor na aula e o aluno no seu estudo autónomo. A explicação é objetiva e apresentam-se numerosas questões resolvidas, essenciais para que o aluno compreenda como se resolvem os exercícios e desenvolva a sua autoconfiança. Na rubrica Atividades encontram-se propostas de exercícios e problemas destinados à consolidação e verificação das aprendizagens. O aluno encontrará respostas detalhadas de todas estas propostas no final do Manual. No final de cada subdomínio é feita uma síntese final, na rubrica Conceitos fundamentais. No Manual do Professor encontram-se: ͻ a identificação das Metas Curriculares trabalhadas em cada secção/tópico; ͻ soluções dos exercícios na margem lateral da página respetiva; ͻ remissões para os recursos disponíveis em .

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O Caderno de Atividades Laboratoriais contempla sete Atividades Laboratoriais (AL) e duas Atividades de Projeto Laboratorial (APL), das quais só uma é, segundo as Metas Curriculares, de execução obrigatória. O Caderno de Atividades Laboratoriais inicia-se com: ͻ regras de segurança no laboratório; ͻ símbolos de identificação de perigo presentes em rótulos; ͻ material de uso corrente no laboratório. Para cada atividade, o Caderno de Atividades Laboratoriais contém, em geral: ͻ uma pequena introdução teórica; ͻ o protocolo da atividade experimental a desenvolver; ͻ registo de resultados; ͻ tratamento de resultados; ͻ questões teórico-práticas. Adicionalmente, o Caderno de Atividades Laboratoriais do Professor contém, na margem lateral: ͻ a identificação das Metas Curriculares trabalhadas; ͻ sugestões metodológicas; ͻ indicação sobre o tempo previsto para cada atividade; ͻ soluções das questões teórico-práticas.

1.2.2 Caderno de Exercícios e Problemas O Caderno de Exercícios e Problemas inclui resumos, questões resolvidas e um conjunto adicional de exercícios para os alunos aplicarem os conhecimentos aprendidos nas aulas teóricas. Todos os exercícios têm respostas detalhadas no final do Caderno.

1.2.3 Caderno de Apoio ao Professor O Caderno de Apoio ao Professor inclui: ͻ Planificação a médio prazo e aula a aula Apresentam-se planificações aula a aula para 56 aulas de lecionação de conteúdos, fichas de avaliação sumativa e respetiva correção, e Atividades Laboratoriais. A estas deverão ser acrescidas outras três aulas, respeitantes à preparação e execução da Atividade de Projeto Laboratorial de caráter obrigatório. Em cada planificação propõem-se exercícios do Manual que poderão ser resolvidos na aula e que têm o objetivo de consolidar e avaliar os conteúdos que acabaram de ser estudados. Propõe-se ainda a resolução das fichas formativas fornecidas neste Caderno de Apoio ao Professor. Como trabalho que deverá ser feito em casa, propõem-se outros exercícios do Manual e ainda do Caderno de Exercícios e Problemas.

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ͻ Fichas – uma ficha de diagnóstico; – oito fichas formativas, com questões referentes aos conteúdos lecionados ao longo do ano. Estas fichas formativas são propostas de atividades complementares às incluídas no Manual. ͻ Testes, que incluem sempre um grupo referente a uma Atividade Laboratorial, acompanhados da respetiva cotação e matriz – cinco testes parcelares; – um teste global. ͻ Apoio às Atividades Laboratoriais – sugestões metodológicas; – resolução detalhada de todas as questões teórico-práticas do Caderno de Atividades Laboratoriais; – Questões de aula para cada Atividade Laboratorial. ͻ Respostas a todas as questões das fichas, dos testes e das questões de aula. ͻ Guia com sugestões de exploração dos recursos multimédia que integram o projeto (versão de demonstração). A versão completa deste guia será disponibilizada em .

1.2.4 20 Aula Digital Na página 25 deste Caderno de Apoio ao Professor encontrará: ͻ a lista completa dos recursos disponíveis em

;

ͻ sugestões de exploração de alguns recursos multimédia que integram a componente digital do projeto Novo Jogo de Partículas 12.o ano (sugestões semelhantes para a totalidade dos recursos serão disponibilizadas em ); ͻ fichas de exploração para animações e simuladores (em serão disponibilizadas fichas destas para todas as animações e simuladores que integram o projeto).

1.3 Avaliação em Química A avaliação é um processo fundamental na atividade de ensino/aprendizagem, fazendo parte integrante dessa atividade. A avaliação formativa é de grande importância tanto para o Professor como para o aluno. Permite ao Professor a recolha de dados, em geral, para um ajustamento de objetivos de aprendizagem e métodos de ensino e, em particular, detetar as dificuldades de cada aluno.

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5

Esta avaliação permite também ao aluno ser confrontado com as suas dificuldades, aspetos aos quais necessita de prestar especial atenção. A avaliação sumativa na componente teórica e teórico-prática baseia-se fundamentalmente nos testes de avaliação sumativa efetuados após determinadas aprendizagens. Os elementos recolhidos durante o trabalho da aula também contribuem, naturalmente, para a avaliação sumativa. A avaliação da componente prático-laboratorial deve basear-se, fundamentalmente, no que o aluno faz e no modo como o faz durante a Atividade Laboratorial. Esta avaliação é facilitada com recurso a grelhas de observação/verificação (Grelha 1, página 155). Todos os testes de avaliação sumativa contidos neste Caderno de Apoio ao Professor têm um grupo relacionado com uma das Atividades Laboratoriais executadas até à data do teste. Assim sendo, estes testes avaliam simultaneamente a componente teórica e a componente teórico-prática da disciplina. Também os relatórios constituem uma componente da avaliação. Essa avaliação pode ser feita recorrendo a grelhas de correção/avaliação (Grelha 2, página 156). O professor poderá ainda optar por fazer questões de aula relativas às Atividades Laboratoriais.

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2 Planificação Planificação a médio prazo Planificação global Conteúdos

Tempos

Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Unidade 2 – Combustíveis, energia e ambiente Unidade 3 – Plásticos, vidros e novos materiais Ficha de diagnóstico e fichas de avaliação (resolução e correção) Atividades Laboratoriais Atividade de Projeto Laboratorial Outros

32 22 10 26 14 6 8 Total

118

Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Conteúdos

Tempos

1. Estrutura e propriedades dos metais 2. Degradação dos metais 3. Metais, ambiente e vida Ficha de diagnóstico e fichas de avaliação (resolução e correção) Atividades Laboratoriais (e Atividade de Projeto Laboratorial)

6 12 14 10 6 (+6) Total

48 (+6)

Unidade 2 – Combustíveis, energia e ambiente Conteúdos

Tempos

1. Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural 2. De onde vem a energia dos combustíveis Fichas de avaliação (resolução e correção) Atividades Laboratoriais (e Atividade de Projeto Laboratorial)

14 8 8 6 (+6) Total

36 (+6)

Unidade 3 – Plásticos, vidros e novos materiais Conteúdos

Tempos

1. Os plásticos e os materiais poliméricos 2. Polímeros sintéticos e a indústria dos polímeros 3. Novos materiais Fichas de avaliação (resolução e correção) Atividades Laboratoriais

2 4 4 8 2 Total

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20 7

Aula n.o 1

90 min.

Sumário

x Apresentação. x Ficha de diagnóstico.

Atividades

x Apresentação. x Conversa com os alunos acerca dos conteúdos a abordar durante o ano letivo e regras de funcionamento da sala de aula. x Preenchimento das fichas da caderneta. x Marcação da data das fichas de avaliação sumativa. x Resolução de parte da ficha de diagnóstico.

TPC

x Continuação da resolução da ficha de diagnóstico.

UNIDADE 1: Metais e ligas metálicas SUBUNIDADE 1: Estrutura e propriedades dos metais

Aula n.o 2

90 min.

Sumário

x x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 2, 4, 5 e 9 (páginas 22 e 23). x Resolução de exercícios da ficha formativa 1.

TPC

x Manual: exercícios 2 e 13 (páginas 22 e 23). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 3 e 6 (páginas 6 e 7).

Aula n.o 3

Correção da ficha de diagnóstico. A importância dos metais. Energia de ionização. Afinidade eletrónica. Os elementos metálicos de transição na Tabela Periódica. Entrega da ficha formativa 1. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Propriedades dos metais – ligação metálica. x Resolução de exercícios.

Atividades

x Manual: exercícios 1 e 2 (página 33). x Resolução de exercícios da ficha formativa 1.

TPC

x Manual: exercícios 3 e 4 (página 33). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1 e 2 (página 10).

8

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Aula n.o 4

90 min.

Sumário

x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 6 e 8 (página 33). x Resolução de exercícios da ficha formativa 1.

TPC

x Manual: exercícios 5 e 7 (página 33). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3 e 6 (página 10).

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Sólidos cristalinos. Reciclagem dos metais. Resolução de exercícios.

Aula n.o 5

90 min.

Sumário

x x x x

Atividades

x Realização da AL 1. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 1.

Visita ao laboratório de química. Informação sobre regras e símbolos de segurança. AL 1 – Um ciclo do cobre. Entrega das Questões de aula AL 1.

TPC UNIDADE 1: Metais e ligas metálicas SUBUNIDADE 2: Degradação dos metais

Aula n.o 6

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 2 e 4 (página 42). x Resolução de exercícios das fichas formativas 1 e 2.

TPC

x Manual: exercícios 1 e 3 (página 42). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3, 6 e 10 (páginas 13 e 14).

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Reações de oxidação-redução. Acerto de equações de oxidação-redução em meio ácido. Entrega da ficha formativa 2. Resolução de exercícios.

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9

Aula n.o 7

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Corrosão. x Resolução de exercícios.

Atividades

x Manual: exercícios 5 e 7 (página 42). x Resolução de exercícios da ficha formativa 2.

TPC

x Manual: exercício 6 (página 42). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 7, 9 e 12 (páginas 16 e 17).

Aula n.o 8

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Células galvânicas. x Resolução de exercícios.

Atividades

x Manual: exercícios 3 e 4 (página 56). x Resolução de exercícios da ficha formativa 2.

TPC

x Manual: exercícios 1 e 2 (página 56). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1 e 2 (página 20).

Aula n.o 9

90 min.

Sumário

x x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 5, 10 e 14 (páginas 56 e 57). x Resolução de exercícios da ficha formativa 2.

TPC

x Manual: exercícios 6, 8 e 13 (páginas 56 e 57). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 4, 6 e 10 (páginas 25 e 26).

10

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Tipos de semipilhas e de elétrodos. Força eletromotriz de uma pilha. Potencial padrão de redução. Extensão das reações de oxidação-redução. Força eletromotriz de uma pilha, nas condições padrão. Células eletrolíticas. Resolução de exercícios.

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Aula n.o 10

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Proteção de metais. x Resolução de exercícios.

Atividades

x Manual: exercícios 1, 5 e 6 (página 62). x Resolução de exercícios da ficha formativa 2.

TPC

x Manual: exercícios 2, 3 e 4 (página 62). x Caderno de exercícios e problemas: exercício 13 (página 22).

Aula n.o 11

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 1. x Correção/resolução das questões teórico-práticas e das Questões de aula ainda não corrigidas.

TPC

Aula n.o 12

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 1.

TPC

Aula n.o 13

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 1.

TPC

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11

UNIDADE 1: Metais e ligas metálicas SUBUNIDADE 3: Metais, ambiente e vida

Aula n.o 14

90 min.

Sumário

x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 1, 3 e 9 (página 77). x Resolução de exercícios da ficha formativa 3.

TPC

x Manual: exercícios 5, 7 e 11 (páginas 77 e 78). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3, 5 e 8 (páginas 25 e 26).

Aula n.o 15

Ligação covalente coordenada ou covalente dativa. Iões complexos e compostos de coordenação. Número de coordenação e tipos de ligandos. A cor dos complexos. Entrega da ficha formativa 3. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 15, 17 e 18 (páginas 78 e 79). x Resolução de exercícios da ficha formativa 3.

TPC

x Manual: exercícios 13, 14 e 16 (páginas 78 e 79). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 9, 10 e 11 (página 26).

Aula n.o 16

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Os metais no organismo. Toxicidade dos metais. A hemoglobina. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x AL 2 – A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos. x Entrega das Questões de aula AL 2.

Atividades

x Realização da AL 2. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 2.

TPC 12

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Aula n.o 17

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 2, 4 e 6 (página 92). x Resolução de exercícios da ficha formativa 4.

TPC

x Manual: exercícios 1 e 3 (página 92). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 5 e 7 (página 30).

Aula n.o 18

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Grau de ionização. Relação entre o grau de ionização e a constante de acidez e de basicidade. Entrega da ficha formativa 4. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 7, 9, 12 e 17 (páginas 93 e 94). x Resolução de exercícios da ficha formativa 4.

TPC

x Manual: exercícios 8, 18 e 19 (páginas 93 e 94). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 4, 6, 8, 10 e 12 (páginas 30 e 31).

Aula n.o 19

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Comportamento ácido-base das soluções de sais. Soluções tampão. Importância das soluções tampão. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x AL 3 – Funcionamento de um sistema tampão. x Entrega das Questões de aula AL 3.

Atividades

x Realização da AL 3. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 3.

TPC

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13

Aula n.o 20

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 2. x Correção/resolução das questões teórico-práticas e das Questões de aula ainda não corrigidas.

TPC

Aula n.o 21

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 2.

TPC

Aula n.o 22

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 2.

TPC

Aula n.o 23 Sumário

90 min.

x Autoavaliação do primeiro período.

Atividades TPC

14

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Aula n.o 24

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 2, 4 e 6 (páginas 101 e 102). x Resolução de exercícios da ficha formativa 4.

TPC

x Manual: exercícios 7 e 9 (página 102). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 6 e 8 (páginas 33 e 34).

Teoria das colisões e teoria do complexo ativado. Catalisadores. Catálise homogénea e catálise heterogénea. As enzimas, catalisadores biológicos. Resolução de exercícios.

Aula n.o 25

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa. x Esclarecimento de dúvidas acerca dos conteúdos lecionados na unidade 1. x Resolução de exercícios sobre os conteúdos lecionados na unidade 1.

Atividades

x Manual: exercícios 1, 3 e 5 (página 101). x Resolução de exercícios das fichas formativas ainda não resolvidos pelos alunos.

TPC

x Manual: exercício 8 (página 102). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1, 3, 4 e 9 (páginas 33 e 34).

UNIDADE 2: Combustíveis, energia e ambiente SUBUNIDADE 1: Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural

Aula n.o 26

90 min.

Sumário

x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 3, 4 e 7 (páginas 113 e 114). x Resolução de exercícios da ficha formativa 5.

TPC

x Manual: exercícios 5 e 6 (página 114). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 4, 5 e 9 (páginas 38 e 39).

Correção do trabalho de casa e esclarecimento de dúvidas. Combustíveis fósseis. O petróleo e seus derivados. Destilação fracionada do petróleo. Cracking e refinação do petróleo. Entrega da ficha formativa 5.

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15

Aula n.o 27

90 min.

Sumário

x AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes. x Entrega das Questões de aula AL 4.

Atividades

x Realização da AL 4. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 4.

TPC

Aula n.o 28

90 min.

Sumário

x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 3, 4, 6 e 7 (páginas 129 e 130). x Resolução de exercícios da ficha formativa 5.

TPC

x Manual: exercícios 2 e 5 (página 129). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3, 4, 6 e 7 (páginas 45 e 46).

Aula n.o 29

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Hidrocarbonetos. Híbridos de ressonância. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 8, 9 e 11 (página 130). x Resolução de exercícios da ficha formativa 5.

TPC

x Manual: exercícios 10 e 12 (página 130). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 8, 9, 10, 13 e 15 (páginas 46 e 47).

16

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Outras famílias de compostos orgânicos. Isomeria. Resolução de exercícios.

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Aula n.o 30

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 3, 5, 8 e 9 (páginas 139 e 140). x Resolução de exercícios da ficha formativa 5.

TPC

x Manual: exercícios 2, 4 e 10 (páginas 139 e 140). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 3, 9 e 11 (páginas 50 e 51).

Aula n.o 31

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Eletronegatividade. Ligações polares e apolares. Polaridade das moléculas. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 3. x Correção/resolução das questões teórico-práticas e das Questões de aula ainda não corrigidas.

TPC

Aula n.o 32

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 3.

TPC

Aula n.o 33

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 3.

TPC

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17

Aula n.o 34

90 min.

Sumário

x x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 1, 4, 9, 13 e 17 (páginas 151, 152 e 153). x Resolução de exercícios da ficha formativa 6.

TPC

x Manual: exercícios 5, 8, 12 e 16 (páginas 151, 152 e 153). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 6 e 8 (páginas 53 e 54).

Pressão. Gases ideais e gases reais. Equação dos gases ideais. Cálculo da densidade de um gás. Transporte, armazenamento e utilização de combustíveis. Medidas de segurança. Combustíveis alternativos. Entrega da ficha formativa 6. Resolução de exercícios.

Aula n.o 35

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa. x Esclarecimento de dúvidas acerca dos conteúdos lecionados na subunidade 2.1. x Resolução de exercícios sobre os conteúdos lecionados na subunidade 2.1.

Atividades

x Manual: exercícios ainda não resolvidos da subunidade 2.1. x Resolução de exercícios das fichas formativas ainda não resolvidos pelos alunos.

TPC

UNIDADE 2: Combustíveis, energia e ambiente SUBUNIDADE 2: De onde vem a energia dos combustíveis

Aula n.o 36

90 min.

Sumário

x Variação da energia interna de um sistema. x Entalpia; calor de reação a pressão constante – variação de entalpia. x Entrega da ficha formativa 7.

Atividades

x Manual: exercícios 1, 6 e 7 (página 161). x Resolução de exercícios da ficha formativa 7.

TPC

x Manual: exercícios 2, 4 e 5 (página 161). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3 e 4 (página 59).

18

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Aula n.o 37

90 min.

Sumário

x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 6, 8, 11 e 14 (páginas 170, 171 e 172). x Resolução de exercícios da ficha formativa 7.

TPC

x Manual: exercícios 5 e 12 (páginas 170 e 172). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 7, 9 e 13 (páginas 59 e 60).

Aula n.o 38

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Entalpia padrão de formação – 'fH°. Entalpia padrão de reação – 'rH°. Entalpia padrão de dissolução – 'dissH°. Entalpia padrão de combustão – 'cH°. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x AL 5 – Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCƐ (aq). x Entrega das Questões de aula AL 5.

Atividades

x Realização da AL 5. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 5.

TPC

Aula n.o 39

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa. x Esclarecimento de dúvidas acerca dos conteúdos lecionados na subunidade 2.2. x Resolução de exercícios sobre os conteúdos lecionados na subunidade 2.2.

Atividades

x Manual: exercícios ainda não resolvidos da subunidade 2.2. x Resolução de exercícios das fichas formativas ainda não resolvidos pelos alunos.

TPC

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19

Aula n.o 40

90 min.

Sumário

x AL 6 – Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois. x Entrega das Questões de aula AL 6.

Atividades

x Realização da AL 6. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 6.

TPC

Aula n.o 41

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 4. x Correção/resolução das questões teórico-práticas e das Questões de aula ainda não corrigidas.

TPC

Aula n.o 42

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 4.

TPC

Aula n.o 43

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 4.

TPC

20

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Aula n.o 44 Sumário

90 min.

x Autoavaliação do segundo período.

Atividades TPC

UNIDADE 3: Plásticos, vidros e novos materiais SUBUNIDADE 1: Os plásticos e os materiais poliméricos

Aula n.o 45

90 min.

Sumário

x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 1, 3 e 11 (páginas 193 e 195). x Resolução de exercícios da ficha formativa 8.

TPC

x Manual: exercícios 2 e 4 (página 193). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 9 e 10 (páginas 67 e 68).

A importância dos plásticos. Polímeros naturais, artificiais e sintéticos. Polímero, monómero e unidade estrutural. Grau de polimerização. Entrega da ficha formativa 8. Resolução de exercícios.

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21

UNIDADE 3: Plásticos, vidros e novos materiais SUBUNIDADE 2: Polímeros sintéticos e a industria dos polímeros

Aula n.o 46

90 min.

Sumário

x x x x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 6, 9 e 10 (páginas 193 e 194). x Resolução de exercícios da ficha formativa 8.

TPC

x Manual: exercício 12 (página 195). x Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3, 5 e 7 (páginas 67 e 68).

Aula n.o 47

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Reações de polimerização. Famílias de polímeros. Propriedades dos polímeros. Classificação dos polímeros. Reciclagem dos plásticos. Os plásticos como substituintes dos vidros. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa. x Esclarecimento de dúvidas acerca dos conteúdos lecionados nas subunidades 3.1 e 3.2. x Resolução de exercícios sobre os conteúdos lecionados nas subunidades 3.1 e 3.2.

Atividades

x Manual: exercícios ainda não resolvidos das subunidades 3.1 e 3.2. x Resolução de exercícios das fichas formativas ainda não resolvidos pelos alunos.

TPC

Aula n.o 48

90 min.

Sumário

x AL 7 – Síntese de um polímero. x Entrega das Questões de aula AL 7.

Atividades

x Realização da AL 7. x Resolução de questões teórico-práticas. x Resolução das Questões de aula AL 7.

TPC 22

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UNIDADE 3: Plásticos, vidros e novos materiais SUBUNIDADE 3: Novos materiais

Aula n.o 49

90 min.

Sumário

x x x x x

Atividades

x Manual: exercícios 1 e 3 (página 202). x Resolução de exercícios da ficha formativa 8.

TPC

x Manual: exercício 2 (página 202). x Caderno de exercícios e problemas: exercício 12 (página 68).

Aula n.o 50

Biomateriais. Materiais compósitos. Nanomateriais. Materiais de base sustentável. Resolução de exercícios.

90 min.

Sumário

x Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 5.

TPC

Aula n.o 51

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 5.

TPC

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23

Aula n.o 52

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 5.

TPC

Aula n.o 53

90 min.

Sumário

x Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa global (ficha de recuperação).

Atividades

x Resolução de exercícios de preparação para a ficha de avaliação sumativa 6.

TPC

Aula n.o 54

90 min.

Sumário

x Ficha de avaliação sumativa global (ficha de recuperação).

Atividades

x Resolução da ficha de avaliação sumativa 6.

TPC

Aula n.o 55

90 min.

Sumário

x Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa global (ficha de recuperação).

Atividades

x Correção da ficha de avaliação sumativa 6.

TPC

Aula n.o 56 Sumário

90 min.

x Autoavaliação.

Atividades TPC 24

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3 Guia de exploração de recursos multimédia Novo Jogo de Partículas 12 O é uma ferramenta inovadora que possibilita, em sala de aula, a fácil exploração do projeto Novo Jogo de Partículas 12 através das novas tecnologias. Permite o acesso a um vasto conjunto de conteúdos multimédia associados ao manual:

Simuladores O projeto Novo Jogo de Partículas 12 disponibiliza em um conjunto de simuladores de apoio às atividades propostas no manual. Os simuladores do Novo Jogo de Partículas 12 permitem relacionar grandezas e explorar as suas variações num determinado sistema. No final poderão existir atividades de consolidação. Serão apresentadas, como exemplo, sugestões e uma ficha de exploração para um simulador. No total, os simuladores são 3 e as sugestões e fichas de exploração respetivas serão disponibilizadas em .

Apresentações em PowerPoint® As apresentações em PowerPoint® contemplam a totalidade dos conteúdos abordados no manual. Podem ser utilizadas quer na abordagem e exploração de novos conteúdos quer como ferramenta de consolidação, uma vez que contemplam sempre perguntas e atividades (acompanhadas de resolução) sobre os respetivos temas. O projeto Novo Jogo de Partículas 12 disponibiliza, em , 19 apresentações em PowerPoint®. Posteriormente apresentam-se, a título de demonstração, sugestões de exploração para 3 dessas apresentações. No total, as apresentações em PowerPoint® são 19 e as sugestões de exploração respetivas serão disponibilizadas em .

Apresentações laboratoriais em PowerPoint® As apresentações laboratoriais incluem protocolos experimentais para todas as atividades laboratoriais e atividades de projeto laboratorial previstas nas Metas Curriculares. Podem ser utilizadas quer para apresentar e explorar os protocolos experimentais quer como ferramenta de consolidação, uma vez que terminam sempre com questões / atividades (acompanhadas da resolução respetiva). O projeto Novo Jogo de Partículas 12 disponibiliza, em , 9 apresentações laboratoriais. Posteriormente apresentam-se, a título de demonstração, sugestões de exploração para uma dessas apresentações. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

25

No total, as apresentações laboratoriais são 9 e as sugestões de exploração respetivas serão disponibilizadas em .

Vídeos laboratoriais Apresentam-se em vídeos para as 7 atividades laboratoriais obrigatórias previstas nas Metas Curriculares e para as 2 atividades de projeto laboratorial. Os vídeos laboratoriais são constituídos por uma secção com uma breve introdução, uma segunda secção com uma atividade de identificação do material e reagentes utilizados na atividade, uma terceira secção com o vídeo experimental e por fim um conjunto de atividades de consolidação. A título de exemplo, apresentam-se mais à frente guias de exploração de dois vídeos laboratoriais (um de uma atividade laboratorial e outro de uma atividade de projeto laboratorial). No total, os vídeos laboratoriais são 9 e as sugestões de exploração respetivas serão disponibilizadas em .

Folhas de cálculo em Excel® Sempre que pertinente, as atividades laboratoriais são acompanhadas da respetiva folha de cálculo, para registo e tratamento dos resultados experimentais, com tabelas, gráficos, cálculo automático de grandezas e erros associados.

Vídeos temáticos Os vídeos temáticos disponibilizados em permitem relacionar a ciência com o quotidiano ou apresentar uma perspetiva histórica de um determinado tema. A título de exemplo, apresentam-se mais à frente guias de exploração para 2 desses vídeos. No total, os vídeos temáticos são 21 e as sugestões de exploração respetivas serão disponibilizadas em .

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Testes interativos Os testes interativos contemplam a totalidade dos conteúdos abordados. No final de cada teste é fornecido um relatório com a indicação das questões que acertou/não acertou, sendo possível fazer a comparação entre as respostas dadas e as respetivas soluções. O projeto Novo Jogo de Partículas 12 disponibiliza ao professor 3 testes interativos globais de domínio.

Documentos (procedimentos para as máquinas de calcular Texas® e Casio®) Para as atividades laboratoriais obrigatórias em que é possível utilizar a máquina de calcular gráfica, disponibilizam-se ao professor, em , documentos com o procedimento de utilização das máquinas de calcular Texas® e Casio®.

Links Recursos multimédia úteis que se relacionam com os temas abordados na disciplina.

São identificados, de seguida, todos os recursos multimédia disponíveis no projeto Novo Jogo de Partículas 12, organizados por domínio e subdomínio. Adicionalmente, em disponibilizam-se sugestões de exploração destes recursos e todos os conteúdos do Caderno de Apoio ao Professor em formato editável.

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27

28

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2. Degradação dos metais

x Tabela 1. Estrutura e Periódica dos propriedades elementos dos metais químicos

Metais e ligas metálicas

1

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

x APL 1 Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico (CAL)

x AL 1 Um ciclo do cobre (CAL)

VÍDEOS LABORATORIAIS ANIMAÇÕES

x 2.3 Proteção de metais

x 2.2 Pilhas e baterias: uma oxidação útil

x 2.1 Corrosão, uma oxidação indesejada

x 1.2 Ligação química nos metais e noutros sólidos

x 1.1 Um outro olhar sobre a Tabela Periódica dos elementos químicos

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

x APL 1 Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico (CAL)

x AL 1 Um ciclo do cobre (CAL)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

x Pilhas

x Células de combustível

x Reciclagem de metais x Ferrugem

x Ligações Químicas

x Tabela Periódica

x A Química dos cereais do pequeno-almoço

VÍDEOS TEMÁTICOS

x Metais e ligas metálicas

TESTES INTERATIVOS

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

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29

3. Metais, ambiente e vida

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

x AL 3 Funcionamento de um sistema tampão (CAL)

x AL 2 A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos (CAL)

VÍDEOS LABORATORIAIS ANIMAÇÕES

x 3.4 Os metais como catalisadores

x 3.3 Comportamento ácido-base das soluções de sais

x 3.2 Os metais no organismo humano

x 3.1 Metais, complexos e cor

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

x AL 3 Funcionamento de um sistema tampão (CAL)

x AL 2 A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos (CAL)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

VÍDEOS TEMÁTICOS TESTES INTERATIVOS

x AL 1.6 Funcionamento de um sistema tampão (CAL)

x AL 1.5 A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos (CAL)

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

30

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1. Combustíveis x Nomenclatura de compostos fósseis: o orgânicos carvão, o crude e o gás x Gases ideais natural

Combustíveis, energia e ambiente

2

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

x APL 2 Produção de um biodiesel a partir de óleos alimentares queimados (CAL)

x AL 4 Destilação fracionada de uma mistura de três componentes (CAL)

VÍDEOS LABORATORIAIS

x Petróleo: extração e produtos da destilação

ANIMAÇÕES

x 1.4 Combustíveis gasosos, líquidos e sólidos

x 1.3 Moléculas polares e apolares

x 1.2 A química dos combustíveis fósseis

x 1.1 Do crude ao gás de petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

x APL 2 Produção de um biodiesel a partir de óleos alimentares queimados (CAL)

x AL 4 Destilação fracionada de uma mistura de três componentes (CAL)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

x Biocombustíveis – para além do etanol

x Biocombustíveis

x A Química do álcool

x Petróleo em Portugal

VÍDEOS TEMÁTICOS

x Combustíveis, energia e ambiente

TESTES INTERATIVOS

x AL 2.1 Destilação fracionada de uma mistura de três componentes (CAL)

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

31

2. De onde vem a energia dos combustíveis

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

x AL 6 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois (CAL)

x AL 5 Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCκ (aq) (CAL)

VÍDEOS LABORATORIAIS ANIMAÇÕES

x 2.2 Entalpia padrão

x 2.1 Energia, calor e entalpia

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

x AL 6 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois (CAL)

x AL 5 Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCκ (aq) (CAL)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

x Calorimetria

VÍDEOS TEMÁTICOS TESTES INTERATIVOS

x AL 2.3 Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCκ (aq)

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

32

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2. Polímeros sintéticos e indústria dos polímeros

1. Os plásticos e os materiais poliméricos

Plásticos, vidros e novos materiais

3

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

x AL 7 Síntese de um polímero (CAL)

VÍDEOS LABORATORIAIS ANIMAÇÕES

x 2.1 Polímeros sintéticos e indústria dos polímeros

x 1.1 Os plásticos e os materiais poliméricos

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

x AL 7 Síntese de um polímero (CAL)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

x A Química dos impermeáveis

x Impacto da tecnologia – nylon

x Canetas de milho

VÍDEOS TEMÁTICOS

x Plásticos, vidros e novos materiais

TESTES INTERATIVOS

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

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33

3. Novos materiais

DOMÍNIO/ SUBDOMÍNIO

SIMULADORES

VÍDEOS LABORATORIAIS ANIMAÇÕES

x 3.1 Novos materiais

APRESENTAÇÕES (em PowerPoint®)

APRESENTAÇÕES LABORATORIAIS (em PowerPoint®)

x Crescimento de florestas de nanotubos

x Materiais compósitos

x Reparação de ligamentos

x Uma nova forma de ver o cérebro

x Biomateriais injetáveis

x Bioprocessamento

x Biomodelação

x Novos materiais

VÍDEOS TEMÁTICOS TESTES INTERATIVOS

DOCUMENTOS (procedimentos Texas® e Casio®)

Guia de exploração do recurso «Simulador – Nomenclatura de compostos orgânicos»

Pág. 117

Combustíveis, energia e ambiente Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural

Metas curriculares

1.1.5 Aplicar princípios de nomenclatura para atribuir nomes e escrever fórmulas de estrutura de alcanos, cicloalcanos, alcenos e alcinos. 1.1.6 Aplicar princípios de nomenclatura para atribuir nomes e escrever fórmulas de estrutura de álcoois e éteres. a

1. Secção – Simulador É possível:

Sugestões de exploração por secção

ͻ Aplicar os princípios de nomenclatura, selecionar o grupo funcional, o número de carbono, o tipo de ligação entre carbonos, a existência de halogenetos e posição do grupo funcional. ͻ Selecionar as posições dos grupos substituintes e o respetivo nome. ͻ Selecionar o nome do composto, por observação das escolhas feitas anteriormente.

Possíveis modalidades de aplicação

34

ͻ Questionar os alunos e confrontar as suas respostas com os resultados obtidos através da interação com o simulador. ͻ Caso disponha de um computador para cada aluno ou grupo de alunos, aceder à plataforma para disponibilizar o recurso didático e a respetiva ficha de exploração.

Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

Ficha de exploração do simulador Nomenclatura de compostos orgânicos Nome _________________________________________________ N. o _____________Turma __________ 12.o Ano

Informações/Indicações operacionais

Imagem do recurso multimédia

1. Clicar em «Novo» para obter uma nova fórmula de estrutura.

1 2

2. Selecionar o grupo funcional. 3. Selecionar os valores correspondentes. 3

4. Selecionar o nome do composto. 5. Clicar em «Verificar».

4

Com a ajuda do simulador, responda às questões.

1. Considere a seguinte fórmula de estrutura:

1.1 Indique a que família pertence este composto. 1.2 Em que posição se encontra o grupo funcional? 1.3 Indique qual é o nome do composto. 2. Sabendo que o composto C3H7OC3H7 é um isómero do hexan-1-ol, indique: 2.1 o tipo de isomeria existente entre estes dois compostos; 2.2 a nomenclatura deste composto de acordo com a IUPAC.

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35

Guia de exploração do recurso «Animação – Petróleo: extração e produtos da destilação»

Pág. 108

Combustíveis, energia e ambiente Do crude ao gás de petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo

Metas curriculares

1.1.1 Justificar a utilização da técnica de destilação fracionada para obter as principais frações do petróleo bruto. 1.1.2 Identificar, com base em informação selecionada, as principais frações obtidas na destilação fracionada do petróleo bruto com base no intervalo de temperatura de recolha e tamanho da cadeia carbonada, indicando as principais aplicações. a

1. Secção – Extração do Petróleo ͻ Visualizar a animação e analisar as diferenças e semelhanças entre os diferentes métodos de extração do petróleo (on-shore e off-shore). a

2. Secção – Destilação fracionada

Sugestões de exploração por secção

ͻ Visualizar a secção animada sobre a destilação fracionada e a sua aplicabilidade na indústria petrolífera. ͻ Analisar a secção interativa de modo a conhecer as frações resultantes da destilação fracionada, o seu intervalo de temperatura, o número de carbono de carbono de cada uma e um exemplo da sua aplicação. a

3. Secção – Atividades ͻ Consolidar os conhecimentos adquiridos. ͻ Avaliar o grau de compreensão dos alunos.

Possíveis modalidades de aplicação

36

ͻ Questionar os alunos e confrontar as suas respostas com os resultados obtidos através da interação com a animação. ͻ Caso disponha de um computador para cada aluno ou grupo de alunos, aceder à plataforma para disponibilizar o recurso didático e a respetiva ficha de exploração.

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Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® APL 1 – Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico»

CAL Pág. 10

Metais e ligas metálicas Degradação dos metais

Objetivo geral e objetivos específicos

Objetivo geral: Conceber e fundamentar um percurso investigativo para dar resposta à questão problema: Como construir uma pilha com uma determinada diferença de potencial elétrico? 1. Apresentar e discutir o percurso investigativo concebido. 2. Executar o procedimento laboratorial proposto. 3. Discutir os resultados obtidos com base nas hipóteses de trabalho. ͻ Relacionar quantitativamente a força eletromotriz de uma célula eletromotriz, fora das condições padrão, com as concentrações dos reagentes e produtos e com a temperatura, usando a equação de Nernst. ͻ Selecionar um par redox que permita construir uma pilha, com diferença de potencial elétrico pré-definida, a partir de potenciais padrão de redução. ͻ Ajustar a concentração das soluções usadas na construção da pilha para obter a diferença de potencial elétrico pré-definida, com base nas previsões de Nernst. ͻ Medir a diferença de potencial elétrico nos terminais da pilha construída e comparar o valor obtido com o valor previsto teoricamente, apontando causas de eventuais desfasamentos. ͻ Relacionar o esgotamento de uma pilha com o estado de equilíbrio do sistema.

Sugestões de exploração

Pode ser utilizado como: ͻ auxiliar de apresentação e exploração da atividade de projeto laboratorial APL 1 – Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução.

Possíveis modalidades de aplicação

ͻ Apresentar o PowerPoint® para auxiliar a preparação e execução da atividade de projeto laboratorial. ͻ Utilizar as Atividades como preparação para a discussão dos resultados. Esta análise poderá ser feita individualmente ou em grupo.

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37

Guia de exploração do recurso «Vídeo laboratorial APL 1 – Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial»

CAL Pág. 10

Metais e ligas metálicas Degradação dos metais

Objetivo geral e objetivos específicos

Objetivo geral: Conceber e fundamentar um percurso investigativo para dar resposta à questão problema: Como construir uma pilha com uma determinada diferença de potencial elétrico? 1. Apresentar e discutir o percurso investigativo concebido. 2. Executar o procedimento laboratorial proposto. 3. Discutir os resultados obtidos com base nas hipóteses de trabalho. ͻ Relacionar quantitativamente a força eletromotriz de uma célula eletromotriz, fora das condições padrão, com as concentrações dos reagentes e produtos e com a temperatura, usando a equação de Nernst. ͻ Selecionar um par redox que permita construir uma pilha, com diferença de potencial elétrico pré-definida, a partir de potenciais padrão de redução. ͻ Ajustar a concentração das soluções usadas na construção da pilha para obter a diferença de potencial elétrico pré-definida, com base nas previsões de Nernst. ͻ Medir a diferença de potencial elétrico nos terminais da pilha construída e comparar o valor obtido com o valor previsto teoricamente, apontando causas de eventuais desfasamentos. ͻ Relacionar o esgotamento de uma pilha com o estado de equilíbrio do sistema. a

1. Secção – Introdução ͻ Breve introdução aos conteúdos tratados na atividade de projeto laboratorial. a

Sugestões de exploração por secção

2. Secção – Material e reagentes ͻ Através de uma atividade de ligação de pares, identificar o material necessário para a realização da atividade de projeto laboratorial. ͻ Através de uma atividade de ligação de pares, identificar os reagentes necessários para a realização da atividade de projeto laboratorial. a

3. Secção – Vídeo ͻ Analisar os procedimentos da experiência. ͻ Evidenciar destaques importantes para a correta realização da experiência e manuseamento dos equipamentos. a

4. Secção – Atividades ͻ Consolidar os conhecimentos adquiridos. ͻ Avaliar o grau de compreensão dos alunos. 38

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Possíveis modalidades de aplicação

ͻ Projetar o recurso e explorar o vídeo da experiência juntamente com os alunos, antes da realização da mesma. O vídeo permitirá evidenciar alguns aspetos relevantes para a execução da atividade de projeto laboratorial. ͻ Utilizar a secção 3 do Vídeo laboratorial para mostrar ao aluno um exemplo de tratamento de dados. ͻ Utilizar as Atividades finais como discussão dos resultados. Esta análise poderá ser feita individualmente ou em grupo.

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39

Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes»

CAL Pág. 28

Combustíveis, energia e ambiente Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural. Objetivo geral: Compreender porque é possível obter do petróleo frações distintas, realizando uma destilação fracionada.

Objetivo geral e objetivos específicos

1. Realizar uma destilação fracionada de uma mistura de composição desconhecida com três componentes 2. Elaborar um gráfico da temperatura em função do volume de destilado para a destilação realizada. 3. Interpretar o gráfico obtido na destilação fracionada, identificando os componentes da mistura através de consulta de tabelas de pontos de ebulição. 4. Justificar o recurso à destilação fracionada para obter frações distintas do petróleo. Pode ser utilizado como:

Sugestões de exploração

ͻ auxiliar de apresentação e exploração de atividade de projeto laboratorial AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução.

Possíveis modalidades de aplicação

40

ͻ Apresentar o PowerPoint® para auxiliar a preparação e execução da atividade de projeto laboratorial. ͻ Utilizar as Atividades como preparação para a discussão dos resultados. Esta análise poderá ser feita individualmente ou em grupo.

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Guia de exploração do recurso «Vídeo laboratorial AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes »

CAL Pág. 28

Combustíveis, energia e ambiente Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural

Objetivo geral e objetivos específicos

Sugestões de exploração por secção

Objetivo geral: Compreender porque é possível obter do petróleo frações distintas, realizando uma destilação fracionada. 1. Realizar uma destilação fracionada de uma mistura de composição desconhecida com três componentes 2. Elaborar um gráfico da temperatura em função do volume de destilado para a destilação realizada. 3. Interpretar o gráfico obtido na destilação fracionada, identificando os componentes da mistura através de consulta de tabelas de pontos de ebulição. 4. Justificar o recurso à destilação fracionada para obter frações distintas do petróleo. a 1. Secção – Introdução ͻ Breve introdução aos conteúdos tratados na atividade de projeto laboratorial. a 2. Secção – Material e reagentes ͻ Através de uma atividade de ligação de pares, identificar o material necessário para a realização da atividade de projeto laboratorial. ͻ Através de uma atividade de ligação de pares, identificar os reagentes necessários para a realização da atividade de projeto laboratorial. a

3. Secção – Vídeo ͻ Analisar os procedimentos da experiência. ͻ Evidenciar destaques importantes para a correta realização da experiência e manuseamento dos equipamentos. a

4. Secção – Atividades ͻ Consolidar os conhecimentos adquiridos. ͻ Avaliar o grau de compreensão dos alunos.

Possíveis modalidades de aplicação

ͻ Projetar o recurso e explorar o vídeo da experiência juntamente com os alunos, antes da realização da mesma. O vídeo permitirá evidenciar alguns aspetos relevantes para a execução da atividade de projeto laboratorial. ͻ Utilizar a secção 3 do Vídeo laboratorial para mostrar ao aluno um exemplo de tratamento de dados. ͻ Utilizar as Atividades finais como discussão dos resultados. Esta análise poderá ser feita individualmente ou em grupo. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® – Proteção de metais»

Pág. 58

Metais e ligas metálicas Proteção de metais 2.3.1 Identificar alguns metais e ligas metálicas com elevada resistência à corrosão.

Metas curriculares

2.3.2 Interpretar o processo de proteção catódica e o papel de ânodo de sacrifício em aplicações correntes, como por exemplo, proteção de oleodutos (pipelines), termoacumuladores e navios. 2.3.3 Identificar a galvanoplastia como uma técnica de revestimento para proteção de metais e interpretar o processo a partir da série eletroquímica. 2.3.4 Identificar a anodização do alumínio como um processo que aproveita o facto de o alumínio ser naturalmente protegido da oxidação pela formação de uma camada impermeável de óxido de alumínio. Pode ser utilizado como:

Sugestões de exploração

ͻ auxiliar de apresentação e exploração de conteúdos do subcapítulo 2.3 – Proteção de metais. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução. ͻ auxiliar de sistematização e resumo de conteúdos, dada a organização por tópicos, do recurso a esquemas e a quadros resumo.

Possíveis modalidades de aplicação

42

ͻ Apresentar o PowerPoint® para auxiliar a abordagem dos conteúdos programáticos. ͻ Fazer uso dos esquemas animados e de animações simples para facilitar a aprendizagem dos alunos.

Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® – Do crude ao gás de petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo»

Pág. 107

Combustíveis, energia e ambiente Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural

Metas curriculares

1.1.1 Justificar a utilização da técnica da destilação fracionada para obter as principais frações do petróleo bruto. 1.1.2 Identificar, com base em informação selecionada, as principais frações obtidas na destilação do petróleo bruto com base no intervalo de temperatura de recolha e tamanho da cadeia carbonada, indicando as principais aplicações. 1.1.3 Associar o cracking do petróleo a reações em que moléculas de hidrocarbonetos são transformadas em moléculas mais pequenas, por aquecimento e ação de catalisadores. 1.1.4 Associar as reações de isomerização à obtenção de hidrocarbonetos ramificados a partir de hidrocarbonetos lineares.

Sugestões de exploração

Pode ser utilizado como: ͻ auxiliar de apresentação e exploração de conteúdos do subcapítulo 1.1 – Do crude ao gás de petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução. ͻ auxiliar de sistematização e resumo de conteúdos, dada a organização por tópicos, do recurso a esquemas e a quadros resumo.

Possíveis modalidades de aplicação

ͻ Apresentar o PowerPoint® para auxiliar a abordagem dos conteúdos programáticos. ͻ Fazer uso dos esquemas animados e de animações simples para facilitar a aprendizagem dos alunos. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® – A química dos combustíveis fósseis»

Pág. 115

Combustíveis, energia e ambiente Combustíveis fósseis: o carvão, o crude e o gás natural 1.1.5 Aplicar princípios de nomenclatura para atribuir nomes e escrever fórmulas de estrutura de alcanos, cicloalcanos, alcenos e alcinos. 1.1.6 Aplicar princípios de nomenclatura para atribuir nomes e escrever fórmulas de estrutura de álcoois e éteres.

Metas curriculares

1.1.7 Identificar isómeros como compostos que apresentam a mesma fórmula molecular e diferem na fórmula de estrutura e, por essa razão, também nas propriedades físicas e químicas. 1.1.8 Identificar isomeria de cadeia, de posição e de grupo funcional. 1.1.9 Identificar hidrocarbonetos aromáticos. 1.1.10 Verificar a existência, para algumas moléculas, de várias estruturas de Lewis que seguem a regra do octeto (híbridos de ressonância). 1.1.11 Interpretar os conceitos de ressonância e de deslocalização eletrónica com base nas estruturas de Kekulé para o benzeno. 1.1.12 Interpretar a igualdade dos comprimentos de ligação C–C, na molécula de benzeno, da ligação S–O, na molécula de dióxido de enxofre e da ligação O–O, na molécula de ozono, com base em estruturas de ressonância. Pode ser utilizado como:

Sugestões de exploração

ͻ auxiliar de apresentação e exploração de conteúdos do subcapítulo 1.2–A química dos combustíveis fósseis. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução. ͻ auxiliar de sistematização e resumo de conteúdos, dada a organização por tópicos, do recurso a esquemas e a quadros resumo.

Possíveis modalidades de aplicação

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ͻ Apresentar o PowerPoint® para auxiliar a abordagem dos conteúdos programáticos. ͻ Fazer uso dos esquemas animados e de animações simples para facilitar a aprendizagem dos alunos.

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Guia de exploração do recurso «Apresentação PowerPoint® – Os combustíveis gasosos, líquidos e sólidos»

Pág. 141

Combustíveis, energia e ambiente Os combustíveis gasosos, líquidos e sólidos

Metas curriculares

Sugestões de exploração

1.2.1. Interpretar e aplicar a equação de estado dos gases ideais. 1.2.2. Indicar a unidade SI de pressão e outras unidades de uso corrente (torricelli, atmosfera e bar), efetuando conversões entre as mesmas. 1.2.3. Associar o conceito de gás ideal aos gases que obedecem à equação dos gases ideais (ou perfeitos) e de gás real aos gases que se afastam daquele comportamento, à medida que a pressão aumenta ou a temperatura diminui. 1.2.4. Relacionar a massa volúmica de um gás ideal com a pressão e com a temperatura, por aplicar da equação de estado de um gás ideal. 1.2.5. Indicar que, nos estados condensados da matéria (líquido e sólido), ao contrário do que acontece nos gases ideais, não se pode desprezar nem o tamanho das suas unidades estruturais nem as interações entre elas para determinar as suas propriedades. 1.2.6. Relacionar a variação de algumas propriedades físicas dos alcanos (estado físico, ponto de fusão e ponto de ebulição) com o tamanho e forma das respetivas moléculas e a intensidade das ligações intermoleculares que se estabelecem. 1.2.7. Relacionar propriedades de combustíveis (estado físico, ponto de ebulição e massa volúmica) com processos de transporte, armazenamento e utilização, incluindo medidas de segurança. Pode ser utilizado como: ͻ auxiliar de apresentação e exploração de conteúdos do subcapítulo 1.4 – Os combustíveis gasosos, líquidos e sólidos. ͻ ferramenta de consolidação de conhecimentos, nomeadamente através da utilização das atividades e respetiva resolução. ͻ auxiliar de sistematização e resumo de conteúdos, dada a organização por tópicos, do recurso a esquemas e a quadros resumo.

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Guia de exploração do recurso «Vídeo temático – Pilhas»

Pág. 46

Metais e ligas metálicas Pilhas e baterias, uma oxidação útil

Metas curriculares

2.2.1 Associar pilha (célula galvânica) a um dispositivo em que é produzida corrente elétrica a partir de uma reação de oxidação-redução. 2.2.3 Interpretar a reação da célula eletroquímica com base em duas semirreações (reações de elétrodo) 2.2.4 Relacionar o ânodo de uma célula eletroquímica com o local (ou elétrodo) onde ocorre a redução. Exemplo de questões de exploração

Sugestões de exploração

ͻ Por que razão a observação do movimento involuntário das pernas de rã foi importante? ͻ Qual a razão de terem utilizado elétrodos de cobre e zinco? ͻ Como esta descoberta permitiu evoluir para as modernas pilhas de lítio?

Possíveis modalidades de aplicação

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Após a visualização do vídeo ͻ Colocar algumas questões de exploração sobre o tema abordado no vídeo. ͻ Utilizar as respostas dos alunos para fomentar um debate na sala de aula.

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Ficha de diagnóstico Nome _______________________________________________________________ Turma __________ N.o ______

1. No laboratório prepararam-se 500,0 mL de uma solução aquosa de ácido nítrico, HNO3 (aq), com a concentração de 3,0 mol dmо3. Em seguida, fizeram-se reagir 200,0 mL desta solução de ácido nítrico com 300,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com a concentração mássica de 40,0 g dmо3. A equação química que traduz esta reação é: HNO3 (aq) + NaOH (aq) ื NaNO3 (aq) + H2O (Ɛ) Dados: M(NaOH) = 40,00 g molо1; M(HNO3) = 63,02 g molо1; ʌ(HNO3 (aq)) = 1,10 g cmо3. 1.1 Considere a solução de ácido nítrico, HNO3 (aq). 1.1.1 Determine a massa de soluto presente nos 500,0 mL de solução. 1.1.2 A concentração desta solução, expressa em %(m/m), é… (A) 8,6%. (B) 17,2%. (C) 21,5%. (D) 25,8%. 1.2 Algum dos reagentes está em excesso? Justifique. 1.3 Determine a quantidade de nitrato de sódio, NaNO3, formado. 1.4 A concentração do sal formado é… (A) 2,0 × 10о1 mol dmо3. (B) 4,0 × 10о1 mol dmо3. (C) 6,0 × 10о1 mol dmо3. (D) 8,0 × 10о1 mol dmо3.

2. O sulfureto de chumbo, PbS (s), ao reagir com o oxigénio, O2 (g), dá origem a óxido de chumbo (II), PbO (s), com libertação de dióxido de enxofre, SO2 (g). A equação química que traduz esta reação é: 2 PbS (s) + 3 O2 (g) ื 2 PbO (s) + 2 SO2 (g) Considere que 4,0 kg de sulfureto de chumbo, com 10% de impurezas, reagem com 6,5 × 102 L de oxigénio, nas condições PTN. Dados: M(PbS) = 239,27 g molо1; Vm (PTN) = 22,4 dm3 molо1; M(PbO) = 223,20 g molо1 2.1 Identifique o reagente em excesso. 2.2 A percentagem do reagente em excesso em relação à quantidade necessária para reagir é, aproximadamente, igual a… (A) 7,25%.

(B) 14,5%.

(C) 29%.

(D) 43,5%. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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2.3 Determine a massa de PbO (s) formado, considerando que o rendimento da reação é de 85%. 2.4 O volume de SO2 libertado, nas condições PTN, é… (A) 84 dm3. (B) 112 dm3. (C) 168 dm3. (D) 336 dm3.

3. Selecione a expressão da constante de equilíbrio, Kc, para o seguinte equilíbrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ֖ 2 SO3 (g) (A) Kc =

[SO2 ]2e × [O2 ]e [SO3 ]2e

(B) Kc =

[SO2 ]2e + [O2 ]e [SO3 ]2e

(C) Kc = (D) Kc =

[SO3 ]2e [SO2 ]2e + [O2 ]e [SO3 ]2e [SO2 ]2e × [O2 ]e

4. O fosgénio, COCƐ2 (g), gás tóxico utilizável como arma química, pode ser obtido, à temperatura de 803,15 K, pelo processo representado pela equação química seguinte: CO (g) + CƐ2 (g) ֖ COCƐ2 (g) Num recipiente indeformável com a capacidade de 30,0 dm3 existem, em equilíbrio, 2,0 mol de monóxido de carbono, 5,0 mol de cloro gasoso e 15,0 mol de fosgénio. O valor da constante de equilíbrio, Kc, à referida temperatura é… (A) 44. (B) 39. (C) 34. (D) 29.

5. Considere o seguinte equilíbrio químico, à temperatura de 1070 K: CO2 (g) + H2 (g) ֖ CO (g) + H2O (g) A esta temperatura o valor da constante de equilíbrio, Kc, é 9,0 × 10о1. Indique em que sentido evolui o equilíbrio se estiverem presentes 1,0 mol de CO2 (g), 2,0 mol de H2 (g), 5,0 × 10о1 mol de CO (g) e 1,0 mol de H2O (g).

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6. Considere o seguinte sistema em equilíbrio, encerrado num recipiente indeformável com a capacidade de 10,0 dm3 e à temperatura de 25 °C. N2O4 (g) ֖ 2 NO2 (g) ; 'H = +58,1 kJ Incolor

Castanho avermelhado

Neste recipiente encerraram-se, inicialmente, 92,0 g de NO2 (g). Uma vez atingido o equilíbrio, a quantidade de NO2 (g) presente é de 1,80 mol. 6.1 Determine a quantidade de N2O4 (g) presente no equilíbrio químico. 6.2 A constante de equilíbrio, Kc, a esta temperatura é… (A) 1,62. (B) 3,24. (C) 4,86. (D) 6,48. 6.3 Com base no sistema referido, classifique as afirmações seguintes como verdadeiras ou falsas. (A) Adicionando uma pequena quantidade de N2O4 (g) ao sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido da reação inversa. (B) Diminuindo o volume do sistema, o equilíbrio desloca-se no sentido da reação direta. (C) Adicionando uma pequena quantidade de NO2 (g) ao sistema em equilíbrio, a cor castanha é mais intensa no segundo estado de equilíbrio do que no primeiro. (D) Removendo uma pequena quantidade de NO2 (g), o sistema evolui no sentido da diminuição do número de moles de N2O4 (g). (E) Diminuindo a temperatura do sistema, a extensão da reação diminui. (F) Adicionando ao sistema um catalisador, apenas aumenta a velocidade da reação direta, aumentando a concentração de NO2 (g).

7. Os esquemas seguintes traduzem reações ácido-base, em solução aquosa. I.

2ି HCOି 3 (aq) + ____ ֖ CO3 (aq) + ____

II.

HPO2ି 4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ ____ + ____

III. ____ + ____ ֖ NH+4 (aq) + ____ 7.1 Complete os esquemas I, II e III. 7.2 Indique, para o esquema II, os pares conjugados ácido-base. 7.3 Sabendo que a partícula HCOି 3 é anfiprótica, escreva a equação química que traduz o seu comportamento como base em solução aquosa, segundo Brönsted.

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8. O produto iónico da água toma os valores de 1,0 × 10о14 a 25 °C e de 4,0 × 10о14 à temperatura de 45 °C. 8.1 Indique, justificando, se a reação de autoprotólise da água é endotérmica ou exotérmica. H2O (Ɛ) + H2O (Ɛ) ֖ H3O+ (aq) + OHо (aq) 8.2 Selecione a opção correta. (A) A água, à temperatura de 45 °C, é alcalina. (B) A água, à temperatura de 45 °C, é ácida. (C) A água, à temperatura de 45 °C, é neutra. (D) A água, à temperatura de 45 °C, tem pH igual a 5.

9. Uma solução de ácido acético, com pH igual a 4,0, ioniza-se conforme a equação química seguinte: CH3COOH (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOо (aq) + H3O+ (aq) Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5. 9.1 O que significa a dupla seta nesta situação? 9.2 Com base na solução de ácido acético referida (pH = 4,0), pode afirmar-se que… (A) a concentração de ácido acético no equilíbrio é 1,0 × 10о4 mol dmо3. (B) a concentração em iões acetato, CH3COOо (aq), nesta solução é igual a 1,0 × 10о4 mol dmо3. (C) o ácido acético é um ácido forte. (D) no equilíbrio, as concentrações em CH3COOH, CH3COOо e H3O+ são iguais.

10. Preparou-se uma solução aquosa de cloreto de amónio, NH4CƐ (s), adicionando 2,70 g deste sal a água, até perfazer o volume de 500,0 cm3, a 25 °C. Determine o pH desta solução. Dados: M(NH4CƐ) = 53,49 g molо1; Kb(NH3) = 1,8 × 10о5. 11. Para neutralizar 30,0 cm3 de uma solução aquosa 2,00 mol dmо3, em ácido clorídrico, HCƐ (aq), utilizaram-se 3,37 g de uma base XOH. Determine a massa molar de X.

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12. Numa titulação ácido-base adicionou-se uma solução aquosa básica com a concentração de 1,0 × 10о1 mol dmо3 a 25,0 cm3 de uma solução aquosa ácida 1,0 × 10о1 mol dmо3. A variação de pH nessa titulação é representada pelo gráfico.

Selecione, de entre os pares seguintes, o que poderá corresponder a este gráfico. (A) Ácido clorídrico-hidróxido de potássio. (B) Ácido acético-hidróxido de sódio. (C) Ácido nítrico-amoníaco. (D) Hidróxido de sódio-ácido acético.

13. A equação química seguinte traduz uma reação se oxidação-redução. AƐ2O3 (s) + 3 H2 (g) ื 2 AƐ (s) + 3 H2O (g) Dados: M(AƐ2O3) = 101,96 g molо1; M(H2) = 2,02 g molо1; M(AƐ) = 26,98 g molо1. 13.1 Selecione a opção correta. (A) A variação do número de oxidação do alumínio é +3. (B) A variação do número de oxidação do hidrogénio é о1. (C) A espécie redutora é o hidrogénio, H2 (g). (D) A espécie oxidante é o hidrogénio, H2 (g). 13.2 Sob determinadas condições, a reação de 120,0 g de hidrogénio originam 810,0 g de alumínio. Determine, nestas condições, o rendimento da reação.

14. Se mergulharmos um fio de cobre, Cu (s), numa solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3 (aq), aparece a cor azul e cristais brilhantes de prata metálica, Ag (s). Se mergulharmos um fio de zinco, Zn (s), numa solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO4 (aq), a cor azul desaparece.

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14.1 Com base nestes factos experimentais, selecione a opção incorreta. (A) O cobre reduz a prata. (B) O zinco reduz o cobre. (C) A prata reduz o cobre. (D) O zinco, o cobre e a prata estão assim ordenados segundo a tendência decrescente para ceder eletrões. 14.2 Escreva as equações iónicas correspondentes às reações de oxidação-redução referidas em 14.1. 15. A 200,0 cm3 de água da torneira, a 25 °C, adicionaram-se 3,40 g de nitrato de prata sólido, AgNO3 (s), tendo ocorrido a precipitação de cloreto de prata, AgCƐ (s). Dados: M(AgNO3) = 169,91 g molо1; Ks(AgCƐ) = 1,77 × 10о10. Desprezando a variação de volume resultante da adição do sal à água, o menor valor que pode apresentar a concentração do ião cloreto, CƐо (aq), na água para que se possa verificar a referida precipitação é… (A)

1,77 × 10ష9 2

mol dmо3.

(B) 1,77 × 10о9 mol dmо3. (C) 2 × 1,77 × 10о9 mol dmо3. (D) 1,77 × 10о10 mol dmо3. 16. Explique como variam as concentrações dos iões cloreto, CƐо (aq), e dos iões prata, Ag+ (aq), quando a uma solução saturada de cloreto de prata, AgCƐ (aq), a temperatura constante, se adiciona uma pequena quantidade de nitrato de prata, AgNO3 (s).

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Ficha formativa 1 Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Um outro olhar sobre a Tabela Periódica. Ligação química nos metais e noutros sólidos

1. Os elementos I, II, III e IV têm as seguintes configurações eletrónicas de valência, no estado de energia mínima: I.

3s2 3p3

II.

4s2 4p5

III. 3s2 IV. 3d5 4s2 Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) O elemento IV pertence ao bloco s da Tabela Periódica. (B) O elemento II é um não-metal. (C) Os elementos I e IV pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica. (D) Os elementos I e III pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica. (E) Os quatro elementos pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. (F) Apenas o elemento IV é um elemento de transição.

2. De entre as seguintes afirmações, que dizem respeito à estrutura eletrónica dos átomos e à sua relação com a classificação periódica dos elementos, selecione a correta. (A) A energia dos eletrões 2p em Fо é igual à energia dos eletrões 2p em Na+. (B) O número de orbitais ocupadas, total ou parcialmente, que os átomos de um elemento possuem é igual ao número máximo de eletrões desses átomos. (C) Os átomos cuja configuração eletrónica de menor energia é 1s2 2s2 2p2 localizam-se no grupo 14 da Tabela Periódica. (D) A afinidade eletrónica de um elemento é uma função crescente do número atómico.

3. Dos 90 elementos naturais que se conhecem, 65 são metais, 8 são semimetais e 17 são não-metais. Todos estes elementos naturais, assim como os artificialmente produzidos, encontram-se ordenados na Tabela Periódica em grupos (famílias) e períodos. Como exemplos de metais de transição, considere o cromo, 24Cr, o ferro, 26Fe, e o níquel, 28Ni. 3.1 Selecione a configuração eletrónica correta. (A)

26Fe: [18Ar]

3d7 4s1

(B)

26Fe: [18Ar]

3d8

(C)

28Ni: [18Ar]

3d9 4s1

(D)

28Ni: [18Ar]

3d2 4s2 4p6 Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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3.2 Os átomos de cromo, 24Cr, possuem um eletrão na orbital de valência s. Selecione a opção correta. (A) O cromo é um elemento representativo. (B) A configuração eletrónica de um átomo de cromo no estado de energia mínima é 5 1 24Cr: [18Ar] 3d 4s . (C) O cromo é um elemento do grupo 1, quarto período e bloco s da Tabela Periódica. (D) O cromo é um elemento do grupo 6, quarto período e bloco s da Tabela Periódica.

4. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) O ião mononegativo Fо é mais estável que o respetivo átomo, por ter maior número de eletrões. (B) O valor da primeira energia de ionização do oxigénio, 8O, e o da sua afinidade eletrónica são superiores aos valores dessas grandezas para o nitrogénio, 7N. (C) A transformação Ca (g) ื Ca+ (g) + eо envolve mais energia do que a transformação K (g) ื K+ (g) + eо. (D) Ao elemento de configuração eletrónica de valência 2s2 2p1 corresponde uma menor primeira energia de ionização do que ao de configuração eletrónica de valência 2s2. (E) De entre as equações I e II representadas de seguida, a afinidade eletrónica referente à equação representada em I (A.E. 1) é maior do que a afinidade eletrónica referente à equação representada em II (A.E. 2). I. Mg (g) + eо ื Mgо (g) + A.E. 1 II. CƐ (g) + eо ื CƐо (g) + A.E. 2 (F) A configuração eletrónica de valência de qualquer elemento do grupo 17 é (n оϭͿd10 ns2 np5. (G) Num átomo, a remoção de um eletrão 4s exige menos energia do que a remoção de um eletrão 3d. (H) Em geral, a afinidade eletrónica dos átomos dos elementos do mesmo período da Tabela Periódica decresce com o número atómico, Z.

5. Associe, a cada conjunto de características que se encontram na coluna I, o nome do elemento correspondente que se encontra na coluna II. Coluna I 1. 2. 3. 4. 5.

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Não-metal com elevada afinidade eletrónica Metal com baixa primeira energia de ionização Elemento quimicamente inerte Elemento do bloco d da Tabela Periódica Elemento do bloco f da Tabela Periódica

Coluna II (A) (B) (C) (D) (E)

Hólmio, 67Ho Néon, 10Ne Prata, 47Ag Cloro, 17CƐ Potássio, 19K

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6. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) A reatividade química de um elemento é independente do número de eletrões de valência. (B) A tendência para um átomo captar eletrões pode ser medida pela energia de ionização. (C) Os metais possuem elevada primeira energia de ionização. (D) Em geral, a primeira energia de ionização diminui ao longo do grupo na Tabela Periódica. (E) Em geral, a afinidade eletrónica diminui ao longo do período na Tabela Periódica. (F) A afinidade eletrónica de um elemento é a energia libertada quando um eletrão é adicionado a um átomo no estado gasoso e de energia mínima. (G) Elementos não metálicos apresentam afinidade eletrónica elevada e primeira energia de ionização baixa. (H) Quando se adiciona um eletrão à orbital d de um metal de transição, as propriedades químicas são pouco afetadas. (I)

As propriedades químicas dos metais de transição dependem mais dos eletrões das orbitais d do que dos eletrões da orbital s, mais externa.

7. Considere os elementos 8X, 16Y e 34Z, em que X, Y e Z não correspondem a símbolos químicos. Sem consultar a Tabela Periódica dos elementos, responda às questões seguintes. 7.1 Coloque estes elementos por ordem crescente de afinidade eletrónica. 7.2 Coloque estes elementos por ordem decrescente de primeira energia de ionização.

8. Quando se percorrem os elementos na Tabela Periódica da esquerda para a direita, ou seja, ao longo de um mesmo período, o que espera que ocorra em relação: 8.1 à primeira energia de ionização; 8.2 à afinidade eletrónica; 8.3 ao raio atómico; 8.4 à carga nuclear.

9. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Os elementos de transição são aqueles em que os eletrões de valência se colocam… (A) somente em orbitais s. (B) somente em orbitais p. (C) somente em orbitais d. (D) em orbitais s e d.

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10. O número atómico do elemento cobalto, Co, é igual a 27. 10.1 Escreva a configuração eletrónica dos átomos deste elemento. 10.2 Selecione a opção correta. (A) A configuração eletrónica do ião Co2+ não excitado é [18Ar] 3d5 4s2. (B) O cobalto é um elemento que pertence ao bloco s da Tabela Periódica. (C) Uma das orbitais atómicas 3d, no estado de energia mínima, está semipreenchida. (D) O átomo de cobalto, no estado de energia mínima, possui 7 eletrões no terceiro nível de energia.

11. Os metais têm poucos eletrões de valência, possuindo algumas orbitais de valência vazias. Selecione a opção correta. (A) Uma ligação metálica é tanto mais forte quanto menor o número de eletrões de valência por átomo e quanto maior a carga nuclear. (B) Uma ligação metálica é tanto mais forte quanto maior o número de eletrões de valência por átomo e quanto menor a carga nuclear. (C) Uma ligação metálica é tanto mais forte quanto maior o número de eletrões de valência por átomo e quanto maior a carga nuclear. (D) A boa condutibilidade elétrica dos metais deve-se à estrutura compacta dos catiões.

12. Estabeleça a correspondência correta entre as substâncias da coluna I e os tipos de sólido da coluna II. Coluna I 1. 2. 3. 4.

Amoníaco (sólido) Platina Cloreto de magnésio Sílica

Coluna II (A) (B) (C) (D)

Covalente Molecular Iónico Metálico

13. Num cristal iónico os aniões e catiões estão ligados entre si através de ligações com forte caráter iónico. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. As ligações com forte caráter iónico são formadas por elementos com… (A) baixa energia de ionização e elevada afinidade eletrónica. (B) baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrónica. (C) elevada energia de ionização e elevada afinidade eletrónica. (D) elevada energia de ionização e baixa afinidade eletrónica.

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14. Considere as seguintes substâncias elementares no estado sólido, representadas em I, II, III e IV. I. Estanho, Sn

II. Grafite, C

III. Enxofre, S8

IV. Iodo, I2

Classifique cada uma destas substâncias como molecular, covalente, iónica ou metálica.

15. Considere as seguintes substâncias no estado sólido, e selecione a opção que corresponde à que forma cristais moleculares. (A) Hidróxido de sódio, NaOH (B) Decano, C10H22 (C) Níquel, Ni (D) Sílica, SiO2

16. Faça a correspondência correta entre cada tipo de sólido na coluna I e a(s) propriedade(s) que se encontra(m) na coluna II. Coluna I 1. 2. 3. 4.

Sólido covalente Sólido molecular Sólido iónico Sólido metálico

Coluna II (A) (B) (C) (D) (E) (F)

Baixos pontos de fusão Elevados pontos de fusão Fragilidade Elevada dureza, em geral Boa condutibilidade elétrica Ductilidade

17. Selecione a opção correta. (A) Num cristal de magnésio, os átomos estão ligados entre si por ligações covalentes. (B) Nos compostos covalentes ou iónicos, formados pelo flúor, 9F, este adquire a configuração eletrónica de um gás nobre. (C) Dois átomos do mesmo elemento podem formar uma ligação iónica. (D) Os compostos moleculares são os que apresentam os mais elevados pontos de fusão.

18. A condutividade elétrica da grafite numa direção paralela às camadas de átomos de carbono é diferente da condutividade elétrica perpendicularmente a essas camadas. Selecione a opção correta. (A) A grafite não se deforma. (B) A grafite é muito dura. (C) A grafite é constituída por camadas paralelas de átomos de carbono; em cada camada, cada átomo de carbono está ligado por ligações covalentes simples a três outros átomos de carbono, formando os átomos hexágonos regulares. (D) A grafite apresenta maior condutividade elétrica numa direção perpendicular às camadas de átomos. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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Ficha formativa 2 Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Corrosão: uma oxidação indesejada. Pilhas e baterias: uma oxidação útil. Proteção de metais

1. Determine os números de oxidação (n.o.) dos elementos sublinhados nas seguintes substâncias. 1.1 N2 1.2 FeCƐ3 1.3 SO2ି 3 1.4 H2CO3 1.5 Na2O2 1.6 Ca(CƐO)2 1.7 Na2Cr2O7 1.8 H2C2O4

2. Considere as seguintes fórmulas: XHPO4, YMnO4, K2ZO3 e Ca(RO3)2. Os números de oxidação dos elementos a negro são, respetivamente, … (A) +1, +2, +4 e +3. (B) +2, +1, +4 e +5. (C) +1, +3, о2 e +3. (D) +2, +1, +2 e о5.

3. Selecione o composto que contém o átomo de carbono com maior número de oxidação. (A) CH3CH3 (B) CH3OH (C) CH3CHO (D) CH3CH(OH)CH3

4. Considere as seguintes reações de oxidação-redução. I.

N2 (g) + O2 (g) ื 2 NO (g)

II.

H2 (g) + CƐ2 (g) ื 2 HCƐ (g)

III. 2 Fe3+ (aq) + 2 Iо (aq) ื 2 Fe2+ (aq) + I2 (aq) IV. 4 NH3 (g) + 7 O2 (g) ื 2 N2O4 (g) + 6 H2O (g)

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Identifique, para cada uma das reações: 4.1 o elemento que se reduziu e o elemento que se oxidou; 4.2 a espécie oxidante e a espécie redutora.

5. Considere as seguintes reações de oxidação-redução. I.

H2S (aq) + H2SO4 (aq) ื SO2 (g) + S (s) + 2 H2O (Ɛ)

II.

N2H4 (aq) + 2 H2O2 (aq) ื N2 (g) + 4 H2O (Ɛ)

III. 2 CƐ2 (g) + HgO (s) ื HgCƐ2 (s) + CƐ2O (g) (aq) IV. 2 V2O5 (g) + 6 CƐ2 (g) ื 4 VOCƐ3 (s) + 3 O2 (g) Identifique, para cada uma das reações, a espécie oxidante e a espécie redutora.

6. Acerte cada uma das reações de oxidação-redução seguintes, em meio ácido. 2–

6.1 Cr2 O7 (aq) + H2SO3 (aq) ื Cr3+ (aq) + HSOି 4 (aq) 2+ 6.2 MnOି 4 (aq) + H2C2O4 (aq) ื Mn (aq) + CO2 (g)

6.3 MnO2 (s) + PbO2 (s) ื Pb2+ (aq) + MnOି 4 (aq) 2–

6.4 Cr2 O7 (aq) + C3H7OH (aq) ื C2H5COOH (aq) + Cr3+ (aq) 7. A equação química seguinte traduz a transformação do ião iodato, IOି 3 (aq), em ião iodito, – IOି (aq), quando reage com o ião brometo, Br (aq). 2 ି – IOି 3 (aq) + Br (aq) ֖ IO2 (aq) + Br2 (aq)

Esta reação processa-se em meio ácido. 7.1 Acerte a equação química. 7.2 Indique, justificando, como varia a concentração do ião IOି 2 no equilíbrio quando se aumenta o pH da solução.

8. Uma solução de permanganato de potássio, KMnO4 (aq), reage com uma solução de ácido sulfuroso, H2SO3 (aq). O ião permanganato, MnOି 4 (aq), reage com a solução ácida de acordo com a equação química seguinte: + 2+ ି 2 MnOି 4 (aq) + 5 H2SO3 (aq) + H (aq) ื 2 Mn (aq) + 5 HSO4 (aq) + 3 H2O (Ɛ)

8.1 Identifique o elemento que sofre redução. 8.2 Determine o volume de solução de permanganato de potássio, com a concentração de 5,0 × 10о2 mol dmо3, que é necessário para oxidar 25,0 cm3 de ácido sulfuroso com a concentração de 4,0 × 10о2 mol dmо3.

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9. Titularam-se 40,0 mL de uma solução aquosa de nitrito de sódio com 20,0 mL de solução ácida 1,6 × 10о2 mol dmо3 em permanganato de potássio. A equação química que traduz esta reação é: + 2+ ି ି 5 NOି 2 (aq) + 2 MnO4 (aq) + 6 H (aq) ื 5 NO3 (aq) + 2 Mn (aq) + 3 H2O (Ɛ)

9.1 Identifique, justificando, qual é a espécie química que é reduzida e a espécie química que se comporta como oxidante nesta reação. 9.2 Escreva a equação que traduz a semirreação de redução. 9.3 Determine a concentração da solução de nitrito de sódio, expressa em mol dmо3.

10. Considere o seguinte diagrama de pilha, sabendo que o zinco metálico, Zn (s), cede espontaneamente eletrões para os iões Sn2+. Zn (s) | Zn2+ (aq) || Sn2+ (aq) | Sn (s) 10.1 Escreva as semirreações e a reação global do processo. 10.2 Identifique: 10.2.1 o elemento que se oxida e o que se reduz; 10.2.2 o elétrodo positivo e o elétrodo negativo; 10.2.3 a solução cuja concentração vai diminuir. 10.3 Em que sentido fluem os eletrões? 10.4 Qual dos elétrodos sofre corrosão?

11. A equação química seguinte indica as reações que ocorrem numa célula eletroquímica. Zn (s) + Cu2+ (aq) ื Zn2+ (aq) + Cu (s) 11.1 Escreva o diagrama que representa esta pilha. 11.2 Selecione a opção correta. (A) O zinco metálico é o cátodo. (B) O ião Cu2+ (aq) sofre oxidação. (C) O cobre é o agente redutor. (D) Os eletrões passam dos átomos de zinco metálico para os iões Cu2+ (aq).

12. Com base na série eletroquímica, pode-se prever se uma reação de oxidação-redução é espontânea. Considere a tabela seguinte. Potencial padrão de redução 2+

о

о0,76 V

2+

о

о0,25 V

2+

о

+0,34 V

Zn (aq) + 2 e ื Zn (s) Ni (aq) + 2 e ื Ni (s) Cu (aq) + 2 e ื Cu (s) 60

F.e.m. da pilha nas condições padrão / V

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12.1 Indique se a equação Cu (s) + Ni2+ (aq) ื Cu2+ (aq) + Ni (s) corresponde a uma reação espontânea. Justifique a sua resposta. 12.2 Escreva a equação representativa da reação que ocorre no ânodo e calcule a f.e.m. de uma pilha níquel/zinco.

13. Considere o seguinte equilíbrio de oxidação-redução: Co (s) + Ni2+ (aq) ֖ Co2+ (aq) + Ni (s) A constante de equilíbrio, Kc, deste sistema, a 25 °C, é igual a 10. 13.1 Escreva a expressão matemática dessa constante de equilíbrio. 13.2 Indique o polo positivo da pilha quando as soluções de Co2+ (aq) e de Ni2+ (aq) têm, ambas, a concentração de 1,0 mol dmо3. 13.3 Qual será a relação entre as concentrações de Co2+ (aq) e Ni2+ (aq), quando esta pilha deixar de funcionar?

14. Considere as seguintes reações de oxidação-redução: I.

Sn4+ (aq) + 2 Iо (aq) ื Sn2+ (aq) + I2 (s)

II.

2 Fe3+ (aq) + 2 Iо (aq) ื 2 Fe2+ (aq) + I2 (s)

III. 2 Fe2+ (aq) + I2 (s) ื 2 Fe3+ (aq) + 2 Iо (aq) IV. 2 Fe3+ (aq) + 2 Fо (aq) ื 2 Fe2+ (aq) + F2 (s) Dados: E0(Sn4+/Sn2+) = +0,13 V; E0(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; E0(I2/Iо) = +0,53 V; E0(F2/Fо) = +2,87 V. 14.1 De entre as reações I a IV, indique qual é espontânea. 14.2 Determine a f.e.m. de uma pilha eletroquímica baseada na reação indicada na alínea anterior.

15. Selecione a opção que corresponde à f.e.m. padrão de maior valor. (A) 3 Cu+ (aq) + Ti (s)

(B) 2 Cu+ (aq) + Ni (s)

(C) Mo3+ (aq) + Ti (s)

(D) 3 Ni (aq) + Mo3+ (aq)

Dados: E0(Cu+/Cu) = +0,52 V; E0(Ti3+/Ti) = +2,71 V; E0(Ni2+/Ni) = о0,25 V; E0(Mo3+/Mo) = +1,70 V.

16. A f.e.m. de uma célula galvânica constituída por um elétrodo de prata, Ag (s), e outro de cobre, Cu (s), é igual a +0,46 V. Nesta célula ocorre a seguinte reação: 2 Ag+ (aq) + Cu (s) ื Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) Sabendo que o potencial padrão de redução do par Cu2+/Cu é igual a +0,34 V, pode afirmar-se que o potencial padrão de redução do par Ag+/Ag é igual a… (A) +0,80 V.

(B) +0,68 V.

(C) +0,24 V.

(D) +0,12 V.

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17. Considere o seguinte esquema químico: + о 2+ IOି 3 (aq) + Cu (aq) ֖ I (aq) + Cu (aq) о Dados: E0(Cu2+/Cu+) = +0,15 V; E0(IOି 3 /I ) = +1,10 V.

17.1 Acerte o esquema químico de modo a representar corretamente uma reação de oxidação-redução. 17.2 A partir dos potenciais padrão de redução diga, justificando, em qual dos sentidos a reação é mais extensa.

18. Os esquemas I e II ilustram transformações químicas.

Com base nos esquemas pode afirmar-se que… (A) no esquema I ocorre uma reação não espontânea de oxidação-redução. (B) no esquema II a energia elétrica transforma-se em energia química. (C) no esquema I a energia elétrica transforma-se em energia química. (D) no esquema II ocorre uma reação espontânea de oxidação-redução.

19. Selecione a opção correta. (A) A eletrólise é uma técnica em que se utiliza uma reação de oxidação-redução espontânea. (B) Na eletrólise a oxidação ocorre no ânodo, que é o polo negativo. (C) Na eletrólise a oxidação ocorre no cátodo, que é o polo negativo. (D) Na eletrólise a redução ocorre no cátodo, que é o polo negativo.

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20. Selecione a opção correta. (A) O alumínio não se autoprotege da corrosão dado que o seu óxido, AƐ2O3 (s), denominado alumina, é solúvel em água e, portanto, não adere à superfície do metal. (B) Ao processo de deposição eletrolítica de um óxido sobre a superfície do metal dá-se o nome de anodização. (C) O processo de galvanização consiste em recobrir um metal com uma camada fina de outro metal que se oxida com mais dificuldade, ou seja, que na série eletroquímica está acima do metal a proteger. (D) A proteção catódica é um processo pelo qual o metal que se pretende proteger se torna no ânodo de uma pilha eletroquímica.

21. Os filtros das piscinas, construídos em ferro, são muito afetados pela corrosão. Para proteção dos filtros são utilizados os chamados elétrodos de sacrifício que, colocados em contacto com o filtro, sofrem corrosão em vez do ferro. Dados: E0(Mg2+/Mg) = о2,37 V; E0(Fe2+/Fe) = о0,44 V; E0(Ni2+/Ni) = о0,25 V; E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V. Com base nos dados, selecione a opção que contém o(s) elétrodo(s) adequado(s). (A) Apenas Mg. (B) Apenas Cu e Ni. (C) Apenas Cu. (D) Apenas Ni.

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Ficha formativa 3 Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Metais, complexos e cor. Os metais no organismo humano

1. Das equações químicas que se seguem: I.

Zn2+ (aq) + 4 H2O (Ɛ) ֖ [Zn(H2O)4]2+ (aq)

II. [Zn(H2O)4]2+ (aq) + H2O (Ɛ) ֖ [Zn(H2O)3(OH)]+ (aq) + H3O+ (aq) III. Zn (s) + 2 HCƐ (aq) ֖ ZnCƐ2 (aq) + H2 (g) Selecione a opção correta. (A) Todas traduzem reações ácido-base de Lewis. (B) As duas primeiras representam reações ácido-base de Lewis. (C) As duas primeiras correspondem a reações ácido-base de Lewis e de Brönsted. (D) A última representa uma reação ácido-base de Lewis.

2. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Num ião complexo… (A) a ligação entre o catião metálico e os ligandos faz-se por partilha de eletrões de cada um dos átomos. (B) o catião metálico atua como base de Lewis. (C) a ligação entre o catião metálico e os ligandos é covalente coordenada ou dativa. (D) os ligandos são moléculas neutras.

3. Nos iões complexos o catião metálico atua como ácido de Lewis, porque é um recetor de eletrões. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. As espécies químicas que funcionam como base de Lewis, ou seja, os ligandos… (A) são moléculas neutras com pares de eletrões não ligantes. (B) são substâncias moleculares que contêm grupos iónicos. (C) são iões. (D) são aniões ou moléculas neutras com pares de eletrões não partilhados.

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4. Os ligandos podem ser classificados como monodentados, bidentados ou polidentados. Faça a correspondência correta entre as espécies químicas da coluna I e os tipos de ligandos da coluna II. Coluna I 1. EDTA 2. Etilenodiamina 3. Amoníaco

Coluna II (A) monodentado (B) bidentado (C) polidentado

5. Considere as fórmulas químicas dos seguintes iões complexos. I.

[TiF6 ]3ି

II.

[Fe(CN)6 ]4ି

III. [Cu(NH3 )4 ]2+ IV. [Co(NH3 )6 ]3+ V.

[Co(NH3 )5 Cκ]2+

Indique, para cada um destes iões complexos: 5.1 o número de coordenação; 5.2 o número de oxidação do catião metálico. 6. Os complexos do mesmo metal podem apresentar cores diferentes. As cores apresentadas pelos complexos de cromo [Cr(CN)6 ]3ି, [Cr(H2 O)6 ]3+ e [CrF6 ]3ି são, respetivamente, amarelo, violeta e verde. O gráfico seguinte mostra três espetros de absorção, no visível. Nele está assinalado o modo como varia a absorvância em função do comprimento de onda, ʄ͕ para os três complexos de cromo, em solução aquosa.

Com base na observação do gráfico e nos dados presentes na tabela da página 70 do manual, selecione a opção correta. (A) O ião complexo que absorve luz visível de maior energia é [Cr(CN)6 ]3ି. (B) O ião complexo que absorve luz visível de menor energia é [Cr(CN)6 ]3ି. (C) A radiação visível que é preferencialmente absorvida por [CrF6 ]3ି é azul. (D) A radiação visível que é preferencialmente absorvida por [Cr(H2 O)6 ]3+ é alaranjada. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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7. Faça a correspondência correta entre os elementos constantes nas colunas I e II. A coluna I contém alguns metais essenciais e a coluna II contém algumas funções que esses metais desempenham no corpo humano.

Coluna I 1. Cálcio 2. Ferro 3. Magnésio 4. Potássio 5. Sódio

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Coluna II (A) A sua falta provoca perda de apetite, cãibras e paralisia muscular. (B) Previne a osteoporose e diminui o risco de doenças coronárias. (C) Equilibra o pH do sangue e está envolvido no metabolismo de todas as células do corpo. (D) Mantém o equilíbrio ácido-base do organismo, retendo água. (E) É componente da hemoglobina e da mioglobina, responsáveis pelo transporte de oxigénio.

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Ficha formativa 4 Unidade 1 – Metais e ligas metálicas Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Comportamento ácido-base das soluções de sais. Os metais como catalisadores

1. Considere as seguintes espécies químicas: I. NH3 (aq)

II. HS– (aq)

III. H2O (Ɛ)

IV. Na+ (aq)

V. CO2 (aq)

Indique uma espécie que seja: 1.1 ácido segundo Brönsted; 1.2 base segundo Brönsted; 1.3 base segundo Lewis; 1.4 anfotérica.

2. A força de um ácido ou de uma base está relacionada com o valor das respetivas constantes de acidez, Ka, e de basicidade, Kb, em solução aquosa. Selecione a opção correta. (A) A mistura de uma solução de um ácido com uma solução da sua base conjugada origina uma solução neutra. (B) A base conjugada de um ácido fraco é também uma base fraca. (C) Um ácido forte tem maior capacidade de ceder protões, provocando um aumento no valor de pH. (D) A ionização de um ácido fraco é muito extensa.

3. Considere duas soluções ácidas: uma de ácido clorídrico, HCƐ (aq), e outra de ácido metanoico (ou ácido fórmico), HCOOH (aq). As concentrações das duas soluções são iguais; pH (HCƐ) = 1,0 e pH (HCOOH) = 2,35. 3.1 Por que razão estas duas soluções apresentam diferentes valores de pH? 3.2 Determine a concentração de iões H3O+ (aq) em cada uma das soluções. 3.3 Calcule a constante de acidez do ácido metanoico. 3.4 O grau de ionização do ácido metanoico é… (A) 1,12%.

(B) 2,25%.

(C) 4,50%.

(D) 6,75%.

4. Uma solução de um ácido fraco, com a concentração de 1,0 × 10о1 mol dmо3, encontra-se 0,5% ionizada. O valor da constante de acidez, Ka, deste ácido, é… (A) 2,6 × 10о3.

(B) 2,6 × 10о4.

(C) 5,2 × 10о4.

(D) 2,5 × 10о6. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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5. O ácido HX (aq) é um ácido fraco. O gráfico seguinte apresenta a variação do grau de ionização, D, em função da concentração, a uma dada temperatura.

Selecione a opção correta. (A) Quanto maior for a concentração da solução ácida, maior é a percentagem de iões Xо presentes em relação às moléculas HX. (B) O pH da solução de HX (aq) é independente da concentração da solução. (C) A constante de ionização do ácido HX (aq), mantendo a temperatura constante, varia à medida que a concentração da solução ácida varia. (D) A diluição da solução ácida aumenta o valor do grau de ionização, D. 6. Os copos A e B contêm igual volume de soluções de ácido acético, CH3COOH (aq), mas com concentrações diferentes. Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5.

Com base nestas informações, selecione a opção correta. (A) O pH da solução A é menor que o pH da solução B. (B) O grau de ionização da solução B aumenta se adicionar água à solução inicial. (C) As soluções A e B têm igual grau de ionização. (D) O grau de ionização da solução A é aproximadamente igual a metade do grau de ionização da solução B. 7. Considere os seguintes sais: I. NH4CƐ

II. KCH3COO

III. ZnSO4

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Em solução aquosa apresentam caráter ácido…

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(A) somente o sal I.

(B) somente o sal II.

(C) somente os sais I e III.

(D) os sais I, II e III.

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8. As constantes de acidez ou de basicidade estão relacionadas com a percentagem de ácido ou de base que se ioniza. Tenha em atenção as informações descritas de I a IV sobre os valores dos graus de ionização de alguns ácidos com igual concentração e à temperatura de 18 °C. Com base nas informações dadas, indique qual das seguintes soluções ácidas apresenta menor valor de Ka. (A) O grau de ionização, D, do ácido fosfórico, H3PO4 (aq), é 27%. (B) O grau de ionização, D, do ácido perclórico, HCƐO4 (aq), é 97%. (C) O grau de ionização, D, do ácido sulfídrico, H2S (aq), é 7,6 × 10о2 %. (D) O grau de ionização, D, do ácido cianídrico, HCN (aq), é 8,0 × 10о3 %. 9. A hidrólise de um sal representa a reação de um anião ou de um catião de um sal, ou de ambos, com a água. A hidrólise de um sal afeta, em geral, o pH da solução. Preparam-se soluções de igual concentração, dissolvendo em água os seguintes sais: nitrato de amónio, NH4NO3 (s), nitrito de potássio, KNO2 (s), cloreto de bário, BaCƐ2 (s), e cloreto de alumínio, AƐCƐ3 (s). O sal cuja solução apresenta maior valor de pH é… (E) NH4NO3 (s). (F) AƐCƐ3 (s). (G) BaCƐ2 (s). (H) KNO2 (s). 10. O tratamento da água das piscinas consiste no processo de hidrólise do ião hipoclorito, CƐOо (aq), traduzido pela equação química seguinte: CƐOо (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCƐO (aq) + OHо (aq) Para tratar a água de uma piscina utilizou-se uma solução de hipoclorito de sódio, de concentração 1,0 × 10о1 mol dmо3. Dado: Ka(HCƐO) = 4,0 × 10о8; Kw(a 25 °C) = 1,0 × 10о14. Determine o pH da solução utilizada. 11. Preparou-se uma solução aquosa de cloreto de amónio, NH4CƐ (aq), dissolvendo 1,34 g deste sal em água até perfazer 250,0 mL de solução. Dados: M(NH4CƐ) = 53,49 g molо1; Kb(NH3) = 1,8 × 10о5; Kw(a 25 °C) = 1,0 × 10о14. 11.1 Determine o pH da solução a 25 °C. 11.2 O cloreto de amónio é… (A) um sólido molecular. (B) um sólido covalente. (C) um sólido iónico. (D) um sólido metálico. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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12. O cianeto de hidrogénio é um ácido fraco, pois ioniza-se muito pouco quando dissolvido em água. Considere uma solução aquosa de cianeto de potássio, KCN (aq), com a concentração 1,0 × 10о2 mol dmо3. Dado: Ka(HCN) = 6,17 × 10о10. 12.1 Determine o valor da constante de basicidade para o ião CNо. 12.2 A concentração em iões OHо (aq), na solução, é… (A) 2,0 × 10о4 mol dmо3. (B) 4,0 × 10о4 mol dmо3. (C) 2,0 × 10о3 mol dmо3. (D) 4,0 × 10о3 mol dmо3. 12.3 Determine o pH da solução de cianeto de potássio. 12.4 Calcule o grau de dissociação.

13. Quando se dissolve em água um sal derivado de uma base fraca e de um ácido fraco, quer o anião quer o catião sofrem hidrólise. Uma solução que contenha um sal deste tipo pode ser básica, ácida ou neutra. Selecione a opção correta. (A) A solução será básica se Kb do anião for superior a Ka do catião. (B) A solução será básica se Kb do anião for inferior a Ka do catião. (C) A solução será ácida se Ka do catião for inferior a Kb do anião. (D) A solução será ácida quando Ka do catião e Kb do anião forem aproximadamente iguais.

14. Misturaram-se 300,0 cm3 de uma solução aquosa 2,0 mol dmо3 em ácido fosfórico com 500,0 cm3 de uma solução aquosa 4,0 mol dmо3 em hidróxido de sódio, de acordo com a equação química seguinte: H3PO4 (aq) + 3 NaOH (aq) ื Na3PO4 (aq) + 3 H2O (Ɛ) 14.1 Identifique o caráter ácido-base da solução mistura. 14.2 Determine: 14.2.1 a quantidade de fosfato de sódio formado; 14.2.2 a concentração do sal na mistura. 15. Considere uma solução aquosa 2,0 × 10о1 mol dmо3 em nitrato de amónio, NH4NO3 (aq). Dado: Kb(NH3) = 1,8 × 10о5. 15.1 Escreva as equações químicas que traduzem todas as reações que ocorrem na solução. 15.2 Identifique, utilizando os cálculos necessários, o caráter ácido-base da solução.

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16. Uma solução aquosa de acetato de sódio,NaCH3COO (aq), com o volume de 200,0 mL tem pH igual a 9,0. Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5; M(NaCH3COO) = 82,03 g molо1. 16.1 Escreva as equações químicas correspondentes às reações que ocorrem na solução. 16.2 Determine a massa de acetato de sódio que a solução contém.

17. A força de uma base ou de um ácido está relacionada com a maior ou menor extensão das reações de ionização, em solução aquosa. Selecione a opção correta. (A) A ionização de um ácido fraco é muito extensa. (B) A base conjugada de um ácido forte é uma base forte. (C) Uma solução que contém ácido acético, CH3COOH (aq) e acetato de sódio, NaCH3COO (aq), é menos ácida do que uma solução que contém apenas ácido acético, com a mesma concentração. (D) A mistura de uma solução de um ácido fraco com uma solução que contém a sua base conjugada é uma solução neutra.

18. O sangue tem pH 7,4. Este valor mantém-se praticamente constante devido à existência de um sistema tampão que é traduzido pelo seguinte equilíbrio químico: CO2 (g) + H2O (Ɛ) ื H2CO3 (aq) + H2CO3 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCOି 3 (aq) + H3O (aq)

Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) Quando a concentração de dióxido de carbono, CO2, no sangue aumenta, o pH também aumenta. (B) Se o pH do sangue aumentar bastante, o ião HCOି 3 reage formando CO2 e H2O, que posteriormente serão eliminados pela respiração. (C) O sistema tampão é constituído pelo ácido fraco (H2CO3) e pela respetiva base conjugada (HCOି 3 ). (D) O aumento da concentração em iões HCOି 3 no sangue faz aumentar o valor de pH. (E) Uma respiração rápida faz diminuir o pH do sangue. (F) O sistema tampão formado pelo par H2CO3/HCOି 3 é o único presente no corpo humano.

19. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Um catalisador… (A) é consumido na reação química. (B) é sempre um elemento de transição. (C) não altera a energia de ativação. (D) não altera a constante de equilíbrio.

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20. Considere o diagrama seguinte.

Com base na análise do diagrama, responda às seguintes questões: 20.1 Escreva a equação química correspondente. 20.2 A reação em questão é endotérmica ou exotérmica? 20.3 Indique: 20.3.1 qual a curva que corresponde à reação sem catalisador; 20.3.2 qual a curva que corresponde à reação com catalisador; 20.3.3 se a presença do catalisador afeta a energia de ativação; 20.3.4 se a presença do catalisador afeta a entalpia da reação. 20.4 A que correspondem as setas assinaladas pelas letras x, y e z?

21. A decomposição do peróxido de hidrogénio (água oxigenada) é muito lenta à temperatura ambiente e pode ser representada por: 2 H2O2 (aq) ื 2 H2O (Ɛ) + O2 (g) A velocidade desta reação aumenta na presença de uma enzima existente no sangue, a catalase. Numa determinada experiência mediu-se a velocidade de decomposição de H2O2 (aq) com e sem a adição de catalase. Selecione a opção que corresponde ao gráfico que descreve qualitativamente os resultados encontrados nessa experiência.

22. A catálise é um processo que proporciona a variação da velocidade de uma reação química devido à adição de uma substância, o catalisador, que não se consome durante a reação. (A) A adição de um catalisador a uma reação química proporciona um novo mecanismo de reação, a que corresponde uma maior energia de ativação.

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(B) A associação dos reagentes com energia igual à energia de ativação constitui o complexo ativado. (C) Um aumento de temperatura provoca, geralmente, um aumento da energia de ativação de uma reação química. (D) Uma reação com uma energia de ativação de 60 kJ é duas vezes mais lenta do que outra reação que apresenta uma energia de ativação de 120 kJ. 23. Considere o equilíbrio químico, a uma dada temperatura. I

H2 (g) + CO2 (g) ֖ H2O (g) + CO (g) ; 'H = 51,5 kJ molо1 II

Ao lado, encontra-se o diagrama de energia referente a este equilíbrio químico. Com base nos dados, selecione a opção correta. (A) A variação de entalpia para a reação II é +51,5 kJ molо1. (B) Na presença de um catalisador, a energia de ativação da reação II não sofre alteração. (C) A energia de ativação da reação que se processa no sentido II é 192,2 kJ molо1. (D) Na presença de um catalisador, a energia de ativação da reação que se processa no sentido I é maior do que 243,7 kJ molо1. 24. Numa aula laboratorial procedeu-se à decomposição do peróxido de hidrogénio, H2O2 (aq), por dois processos diferentes: 2+

x Processo 1: na presença de iões Fe (aq), em meio ácido, em duas etapas:

1.a etapa: H2O2 (aq) + 2 Fe2+ (aq) + 2 H+ (aq) ื 2 Fe3+ (aq) + 2 H2O (Ɛ) 2.a etapa: 2 Fe3+ (aq) + H2O2 (aq) ื 2 Fe2+ (aq) + 2 H+ (aq) + O2 (g) 2+

x Processo 2: na ausência de iões Fe (aq), numa só etapa.

2 H2O2 (aq) ื 2 H2O (Ɛ) + O2 (g) Considere as seguintes afirmações: I.

A velocidade de decomposição de H2O2 (aq) nos processos 1 e 2 é igual.

II.

Na ausência dos iões Fe2+ (aq), a decomposição de H2O2 (aq) é mais lenta.

III. Os iões Fe2+ (aq) oxidam-se na 1.a etapa, sendo por isso oxidantes. IV. Na 2.a etapa do processo I, os iões Fe3+ (aq) são redutores. V.

As etapas do processo 1 processam-se mais rapidamente que a etapa do processo II.

VI. No processo I, os iões Fe2+ (aq) não são consumidos. Com base nas afirmações anteriores, pode-se afirmar que são corretas as afirmações… (A) I, III e IV.

(B) I, II e IV.

(C) I, V e VI

(D) III, IV e VI. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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Ficha formativa 5 Unidade 2 – Combustíveis, energia e ambiente Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Do crude ao gás de petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo. A química dos combustíveis fósseis. Moléculas polares e apolares 1. Faça a correspondência correta entre as designações da coluna I e as descrições da coluna II. Coluna I

Coluna II

1. Eteno

(A) Reações em que as frações do petróleo formadas por moléculas de grandes dimensões se transformam em moléculas mais pequenas, por ação de catalisadores.

2. Zeólitos

(B) Local onde ocorre o tratamento do petróleo bruto, que se processa em quatro fases: destilação fracionada, cracking, cracking catalítico e refinação.

3. Destilação fracionada

(C) Matéria-prima para a produção de polímeros, que se obtêm através de cracking catalítico de frações do petróleo.

4. Cracking catalítico

(D) Processo de separação dos constituintes do petróleo devido à diferença de pontos de ebulição dos diferentes componentes.

5. Refinaria

(E) Catalisadores muito ácidos que se utilizam no processo de cracking catalítico.

2. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) Os produtos mais voláteis obtidos da destilação fracionada são recolhidos na base da coluna de destilação. (B) Enquanto se processa a destilação fracionada do petróleo na coluna de destilação, em cada prato da coluna há enriquecimento do líquido mais volátil. (C) Os produtos que se obtêm da destilação fracionada do petróleo, e que têm composição conhecida, designam-se por frações. (D) Os constituintes dos produtos pesados separam-se à pressão atmosférica. (E) Na destilação fracionada do petróleo exercida a pressões elevadas são tratadas as frações de maior massa molar. (F) A rutura de moléculas faz-se em determinadas condições de pressão e temperatura e na presença de catalisadores apropriados.

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3. Nem todos os produtos que se obtêm a partir da destilação fracionada do petróleo se podem utilizar diretamente, pelo que algumas frações são sujeitas a outros processos. 3.1 De entre as transformações seguintes, selecione a que pode corresponder a uma reação de isomerização. (A) (B) (C) (D)

Transformação do butano em ciclobutano e hidrogénio. Transformação do butano em metilpropano. Transformação do butano em propeno. Transformação do butano em etano e eteno.

3.2 De entre as transformações seguintes, selecione a que pode corresponder a um processo de cracking. (A) (B) (C) (D)

Transformação de n-decano (C10H22) em 2,2-dimetiloctano. Transformação de n-decano (C10H22) em decino. Transformação de n-decano (C10H22) em ciclo-hexano, metano e propeno. Transformação de n-decano (C10H22) em ciclodecano e hidrogénio.

4. A figura representa, esquematicamente, a destilação fracionada do petróleo.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. O número de átomos de carbono para as moléculas que correspondem à gasolina para automóveis é… (A) (B) (C) (D)

C1 a C4 de átomos de carbono. C6 a C7 de átomos de carbono. C5 a C10 de átomos de carbono. C20 a C40 de átomos de carbono.

5. As fórmulas moleculares de cinco hidrocarbonetos não cíclicos são: I. C5H10

II. C5H12

III. C4H6

IV. C3H8

V. C2H2

5.1 Sem recorrer às fórmulas de estrutura ou racionais, indique os que são: 5.1.1 alcanos; 5.1.2 alcenos; 5.1.3 alcinos.

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5.2 Considere os hidrocarbonetos I, II e III. 5.2.1 Escreva a fórmula de estrutura destes hidrocarbonetos. 5.2.2 Indique o nome de cada um destes hidrocarbonetos.

6. Escreva o nome dos seguintes compostos, segundo a IUPAC. 6.1

CH3–CH3

6.2

6.3

6.4

6.5

6.6

6.7

6.8

7. Escreva as fórmulas de estrutura dos seguintes compostos: 7.1 Hexano

7.2 Penta-1,3-dieno

7.3 Ciclopentano

7.4 3-Metilpent-1-eno

7.5 1,2-Dimetilbenzeno

7.6 Propan-2-ol

7.7 Éter dimetílico

7.8 3-Metilbut-1-ino

8. Os hidrocarbonetos aromáticos são assim designados devido ao odor, por vezes agradável, que libertam. Considere as seguintes fórmulas de estrutura de alguns compostos orgânicos.

Identifique os compostos cujas fórmulas correspondem a hidrocarbonetos aromáticos.

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9. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) O comprimento da ligação carbono-carbono no etano é inferior ao comprimento da ligação carbono-carbono no eteno. (B) Uma mole de qualquer hidrocarboneto ocupa, nas condições PTN, o volume de 22,4 dm3. (C) Todas as ligações carbono-carbono na molécula do benzeno apresentam o mesmo valor médio de comprimento. (D) O benzeno é um hidrocarboneto muito solúvel em água. (E) Nos alcanos, as forças intermoleculares aumentam quando aumenta a respetiva massa molar. (F) Os pontos de ebulição de um alcano de cadeia normal e de outro alcano com igual número de átomos de carbono mas de cadeia ramificada são, aproximadamente, iguais. (G) O estudo experimental da estrutura da molécula do benzeno evidencia a existência de três ligações covalentes simples e de três ligações covalentes duplas entre os átomos de carbono da molécula. (H) A molécula do benzeno tem 10 pares de eletrões distribuídos por seis ligações carbono-carbono. (I) O benzeno não se considera um híbrido de ressonância porque se consegue representar com uma só estrutura de Lewis.

10. Faça a correspondência correta entre as fórmulas de estrutura da coluna I e o grupo funcional correspondente na coluna II. Coluna I

Coluna II (A) Álcool

1. (B) Amina

2. 3.

(C) Cetona

4. 5.

6.

(D) Ácido carboxílico

(E) Amida

(F) Éter

7. (G) Éster

8. (H) Aldeído

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11. A combustão de um hidrocarboneto saturado pode ser traduzida pela seguinte equação química. CnH2n + 2 + (n + 2) O2 ื n CO2 + (n + 1) H2O A relação entre as massas de dióxido de carbono e de vapor de água formados é aproximadamente igual a 33/18. Seleciona a opção que corresponde ao alcano que sofre esta combustão. (A) C2H6

(B) C3H8

(C) C4H10

(D) C5H12

12. A aspirina, fármaco do grupo dos anti-inflamatórios, apresenta na sua estrutura alguns grupos funcionais.

Selecione a opção em que figuram os grupos funcionais presentes na estrutura da molécula. (A) Ácido carboxílico e éter. (B) Aldeído e cetona. (C) Ácido carboxílico e éster. (D) Álcool e éster.

13. Considere o composto orgânico éter dimetílico. Escreva a fórmula de estrutura deste composto e indique o nome do isómero de grupo funcional do éter dimetílico.

14. Considere os seguintes compostos orgânicos I.

CH3–CH2–CH=CH–CH3

II.

CH3–CH2–CH2–OH

III. Pent-1-eno IV. Éter etilmetílico 14.1 Indique o nome dos compostos representados por I e II. 14.2 Escreva as fórmulas de estrutura para os compostos representados em III e IV. 14.3 De entre estes compostos, identifique: 14.3.1 dois isómeros de grupo funcional. 14.3.2 dois isómeros de posição.

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14.4 Considere os compostos 3,3-dimetilbut-1-eno e 4-metilpent-1-eno. 14.4.1 Escreva a fórmula de estrutura destes dois compostos. 14.4.2 Prove que estes compostos são isómeros entre si. 14.4.3 De que tipo de isomeria se trata? 14.5 De entre as substâncias apresentadas de I a IV indique, justificando, a substância que apresenta maior ponto de ebulição.

15. Considere as seguintes fórmulas moleculares: I. C2H2

II. C4H10

III. C2H6O

IV. C4H8

Indique uma para a qual existam isómeros: 15.1 de cadeia; 15.2 de grupo funcional; 15.3 de posição.

16. Dos compostos a seguir representados: I. CH3–CH(OH)–CH3

II. C2H5–O–CH3

IV. CH3–CH2–CH2OH

V.

III. CH3–(CH2)2–CHO

VI. CH3–CO–CH2–CH3

indique os que são isómeros entre si e o tipo de isomeria apresentada.

17. Com o aumento do número atómico, ao longo do grupo da Tabela Periódica, pode afirmar-se que… (A) a eletronegatividade e o raio atómico aumentam. (B) a eletronegatividade aumenta e o raio atómico diminui. (C) a eletronegatividade e o raio atómico diminuem. (D) a eletronegatividade diminui e o raio atómico aumenta.

18. A eletronegatividade mede a tendência que um átomo apresenta para atrair os eletrões da ligação quando está ligado a outro átomo. Pauling propôs o valor de 4,0 para a eletronegatividade do flúor, o elemento mais eletronegativo, e 0,7 para a eletronegatividade do frâncio, o elemento menos eletronegativo. Selecione a opção correta. (A) Átomos de elementos com eletronegatividades semelhantes não têm tendência para estabelecer ligações covalentes polares. (B) A eletronegatividade de um átomo tem um valor que é tanto maior quanto maiores forem as suas energias de ionização e afinidade eletrónica. (C) A eletronegatividade é uma grandeza de medição direta. (D) A eletronegatividade aumenta ao longo de um mesmo grupo da Tabela Periódica. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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19. Coloque os elementos seguintes por ordem decrescente de eletronegatividade. I. Oxigénio, 8O

II. Flúor, 9F

III. Sódio, 11Na

IV. Enxofre, 16S

20. Considere as seguintes moléculas: II. CH3–CH2OH

I. CH4

III. C2H4

IV. CH3–O–CH3

V. CH3–CHO

De entre as moléculas apresentadas, indique uma que: 20.1 possua geometria tetraédrica; 20.2 apresente momento dipolar diferente de zero; 20.3 apresente somente ligações covalentes simples; 20.4 apresente uma ligação covalente dupla apolar; 20.5 apresente uma ligação covalente dupla polar.

21. Atenda aos dados da tabela. Símbolo do elemento

H

N

O

F

Ca

Número de eletrões de valência

1

7

8

9

20

2,1

3,0

3,5

4,0

1,0

Eletronegatividade

Estabeleça a correspondência correta entre as ligações mencionadas na coluna I e as substâncias da coluna II. Coluna I 1. 2. 3. 4.

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Iónica Covalente simples apolar Covalente simples polar Covalente tripla apolar

Coluna II (A) (B) (C) (D) (E)

F2 CaF2 N2 HF CaO

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Ficha formativa 6 Unidade 2 – Combustíveis, energia e ambiente Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Combustíveis gasosos, líquidos e sólidos

1. Selecione a opção correta. (A) A uma dada temperatura, a pressão de uma quantidade fixa de gás é diretamente proporcional ao volume que o gás ocupa. (B) A pressão constante, para uma dada massa de gás, o volume é inversamente proporcional à temperatura absoluta expressa em kelvin (K). (C) Em condições de pressão e temperatura constantes, iguais volumes de gás contêm igual número de moléculas. (D) A volume constante, para uma dada massa de gás, a pressão é inversamente proporcional à temperatura absoluta, expressa em kelvin (K).

2. Selecione a opção que completa corretamente a seguinte frase. Para volumes iguais de HCƐ e O2 no estado gasoso e à mesma pressão e temperatura, a grandeza que tem o mesmo valor para os dois gases é… (A) (B) (C) (D)

a densidade. o número de moléculas. a massa. a velocidade média das partículas.

3. O gráfico seguinte mostra o comportamento de um gás ideal, referente à variação da pressão em função do volume, a temperatura constante.

Com base na análise do gráfico, selecione a opção correta. (A) Quando o gás sofre uma compressão nestas condições, o produto da pressão pelo volume permanece constante. (B) Ao diminuir a pressão para um valor correspondente a um terço da pressão inicial, o volume diminuirá também um terço. (C) O volume da amostra de gás duplicará se a pressão final for o dobro da pressão inicial. p

(D) Quando a pressão triplica em relação ao valor da pressão inicial, a razão será sempre igual V

à temperatura. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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4. Dois recipientes iguais e à mesma temperatura contêm igual número de moléculas gasosas. Um dos recipientes contém hidrogénio, enquanto o outro contém hélio. Selecione a opção correta. (A) A massa de gás em cada um dos recipientes é a mesma. (B) A massa de gás no recipiente que contém hidrogénio é o dobro da massa de gás no recipiente que contém hélio. (C) A pressão no recipiente que contém hélio é o dobro da pressão no recipiente que contém hidrogénio. (D) A pressão é a mesma nos dois recipientes.

5. Os diagramas abaixo representados representam transformações isotérmicas e transformações isobáricas.

Selecione a opção correta. (A) (B) (C) (D)

transformações isotérmicas: I, III e IV; transformações isobáricas: II e V. transformações isotérmicas: II, III e V; transformações isobáricas: I e IV. transformações isotérmicas: I, III, e V; transformações isobáricas: II e IV transformações isotérmicas: II, III e IV; transformações isobáricas: I e V.

6. Um recipiente com 39,5 cm3 de hélio encontrava-se a uma temperatura de 25 °C e uma pressão de 106 kPa. Em seguida, inverteu-se o recipiente dentro de etanol frio e retirou-se-lhe a tampa. À medida que o gás se vai contraindo, o etanol vai entrando no recipiente de modo que a pressão se mantenha constante. Determine a temperatura final do hélio, sabendo que entraram no recipiente 18,8 cm3 de etanol.

7. O gráfico seguinte mostra o modo como a pressão de uma massa de gás constante varia com o volume, assim como o ciclo de transformações representado pela área sombreada. A temperatura inicial, no ponto I, é 600 K.

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Com base nas informações de que dispõe e no conhecimento que possui sobre os gases, pode afirmar-se que a temperatura em… (A) (B) (C) (D)

II é 360 K e a transformação I ื II é isocórica. III é 360 K e a transformação I ื II é isotérmica. IV é 360 K e a transformação III ื IV é isobárica. II é 600 K e a transformação II ื III é isotérmica.

8. Um tubo cilíndrico com um êmbolo contém uma mistura de dois gases, N2 (g) e O2 (g), cujas percentagens em volume são, respetivamente, 60% e 40%. A mistura gasosa está à pressão de 1,0 atm e à temperatura de 20 °C.

Selecione a opção correta. (A) As frações molares de N2 (g) e O2 (g) dependem da temperatura a que a mistura gasosa se encontra. (B) Quando a temperatura diminui sem que o volume se altere, a pressão total da mistura gasosa aumenta. (C) Quando a mistura gasosa fica sujeita a maior pressão, a sua massa volúmica aumenta. 3

(D) A razão entre as quantidades, n, de N2 (g) e O2 (g) presentes na mistura é . 2

9. Um recipiente fechado com a capacidade de 50,0 L de capacidade e à temperatura de 19 °C contém árgon gasoso. O gás está sujeito a uma pressão de 19,8 atm. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Se houvesse expansão até à pressão de 0,974 atm (aproximadamente a pressão ambiente), mantendo a temperatura constante, o volume ocupado pelo gás seria… (A) (B) (C) (D)

6,80 × 102 dm3. 8,50 × 102 dm3. 1,02 × 103 dm3. 2,04 × 103 dm3.

10. Uma amostra de nitrogénio, N2 (g), encontra-se encerrada num balão fechado à temperatura de 25 °C e à pressão de 70,0 kPa. A esta amostra de nitrogénio adiciona-se 1,0 × 10о1 g de oxigénio, O2 (g). Sabe-se que a pressão passou a ser de 101,0 kPa, a temperatura se manteve constante e que o oxigénio e o nitrogénio não reagiram entre si. Determine a massa de nitrogénio que o balão continha.

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11. Os tubos luminosos de néon, utilizados em letreiros, são tubos de raios catódicos modificados. Considere que um desses tubos tem a capacidade de 3,0 × 10о3 dm3 e contém 0,202 mg de néon à temperatura de 27 °C. Determine a pressão, expressa em atm, a que o gás está sujeito no interior do tubo, considerando a constante dos gases ideais, R, igual a 0,082 atm dm3 Kо1 molо1. 12. Um cilindro com 8,2 dm3 de capacidade contém 320,0 g de oxigénio, O2 (g), à temperatura de 27 °C. Em seguida, abre-se a válvula do cilindro deixando escapar gás até que a pressão seja reduzida até 7,5 atm. Considerando que a temperatura se mantém constante e que R é igual a 0,082 atm dm3 Kо1 molо1 determine: 12.1 a pressão a que o gás se encontrava sujeito de início; 12.2 a massa de oxigénio que se libertou. 13. Considere duas amostras de substâncias gasosas: hélio, He, e hidrogénio, H2. Estas amostras têm a mesma quantidade de matéria e encontram-se nas mesmas condições de pressão e temperatura. Pode afirmar-se que… (A) (B) (C) (D)

a densidade do hidrogénio é aproximadamente igual à do hélio. a densidade do hidrogénio é cerca de quatro vezes superior à do hélio. a densidade do hidrogénio é cerca de quatro vezes inferior à do hélio. a densidade do hidrogénio é cerca de duas vezes inferior à do hélio.

14. O butano é um hidrocarboneto líquido que vaporiza com facilidade. Determine a densidade do butano gasoso, expressa em g dmо3, quando uma amostra deste gás se encontra à temperatura de 23 °C e à pressão de 0,897 atm. 15. Uma amostra de um líquido incolor com a massa de 1,28 g foi vaporizada no interior de um balão com 250 mL de capacidade, à temperatura de 121 °C. Uma vez vaporizado, o gás ficou sujeito a uma pressão de 786 mmHg. Calcule a massa molar desta substância. 16. Uma amostra de nitrogénio, N2 (g), que se encontrava à temperatura de 77 °C e à pressão de 6,0 atm, foi sucessivamente sujeita às transformações A ื B, B ื C e C ื A, de acordo com a figura ao lado. Dado: R = 0,082 atm dm3 Kо1 molо1. 16.1 Determine a quantidade de nitrogénio presente na amostra. 16.2 Calcule a massa volúmica do nitrogénio quando este gás se encontra no estado B. 16.3 A que temperatura se encontra o gás, no estado C? 84

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17. A hidrazina, N2H4 (Ɛ), pode ser utilizada como combustível na propulsão de aviões, quando misturada com peróxido de hidrogénio, H2O2 (aq). A equação que traduz esta reação é: N2H4 (Ɛ) + 2 H2O2 (aq) ื N2 (g) + 4 H2O (Ɛ) ;

'H = о6,5 × 102 kJ

Dados: R = 0,082 atm dm3 Kо1 molо1; 1 atm = 1,01 × 105 Pa. 17.1 Prove que se trata de uma reação de oxidação-redução. 17.2 Identifique a espécie redutora, nesta reação química. 17.3 Determine a energia libertada, como calor, quando se consomem 3,5 kg de hidrazina. 17.4 Calcule a quantidade de peróxido de hidrogénio necessária para obter 33,6 dm3 de nitrogénio, medido à temperatura de 0 °C e à pressão de 2,00 atm, se o rendimento for de 75%.

18. Uma amostra de clorato de potássio, KCƐO3 (s), com a massa de 6,13 g decompõe-se por ação do calor, de acordo com a equação química seguinte: ѐ

2 KCƐO3 (s) ՜ 2 KCƐ (s) + 3 O2 (g) Considere a reação completa. 18.1 Determine o volume de oxigénio libertado à temperatura de 20 °C e à pressão de 1,00 atm. 18.2 Calcule a massa dos compostos sólidos presentes no sistema reacional no final, se o rendimento da reação for de 65%. 18.3 Esta transformação é uma reação de oxidação-redução. 18.3.1 Indique os números de oxidação de todos os elementos que constituem o reagente e os produtos. 18.3.2 Relacione as variações desses números de oxidação com o conceito de oxidação e de redução.

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Ficha formativa 7 Unidade 2 – Combustíveis, energia e ambiente Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ De onde vem a energia dos combustíveis

1. Selecione a opção correta. (A) Quando um sistema isolado passa de um estado para outro existem dois modos diferentes de trocar energia com a vizinhança. (B) A variação da energia interna numa dada transformação, num determinado sistema, é simétrica da variação de energia sofrida pela vizinhança. (C) Quando um sistema fechado se expande adiabaticamente (isto é, sem trocar calor com a vizinhança) a sua energia interna aumenta. (D) A quantidade de matéria, n, não é uma função de estado, pois não depende do modo como foi obtida. 2. Selecione a opção correta. (A) Para uma reação exotérmica, em recipiente fechado e com volume constante, tem-se 'U < 0. (B) Para uma reação endotérmica, em recipiente fechado, quando o volume aumenta 'U é sempre positivo. (C) Quando ocorre uma reação química em sistema fechado, 'U do sistema reacional é igual à do meio exterior. (D) Num sistema fechado não há troca de energia, sob a forma de calor, com o meio exterior. 3. Um cilindro fechado munido de um êmbolo amovível contém 50,0 dm3 de um gás ideal à pressão de 15,0 atm. A temperatura constante, o gás expande-se contra o êmbolo, ficando à pressão de 2,5 atm. O trabalho realizado, W, expresso em unidade SI, é aproximadamente igual a… (A) +31,5 × 103 J. (B) о31,5 × 103 J. (C) +63,0 × 103 J. (D) о63,0 × 103 J. 4. Considere 30,0 dm3 de um gás ideal, encerrados num recipiente fechado. Este gás expande-se até ocupar 2000,0 dm3, a temperatura constante, contra uma determinada pressão exterior. Sabe-se que o trabalho efetuado neste processo é, em módulo, igual a 2,37 × 104 kJ. Determine: 4.1 o valor da pressão exterior contra a qual o gás se expande; 4.2 a pressão que o volume de 30,0 dm3 exercia inicialmente nas paredes do recipiente. 86

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5. Os seguintes processos ocorrem a pressão constante. Considerando apenas o trabalho p V dos gases ideais, indique se este trabalho é positivo ou negativo. I.

2 N2O (g) ื 2 N2 (g) + O2 (g)

II.

C2H4 (g) + HBr (g) ื CH3CH2Br (g)

III. 2 C (s) + 3 H2 (g) ื C2H6 (g) IV. 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) ื 4 CO2 (g) + 6 H2O (g)

6. A equação química seguinte traduz a síntese do amoníaco, à temperatura de 527 °C. N2 (g) + 3 H2 (g) ֖ 2 NH3 (g) Determine o trabalho, expresso em kJ, realizado por esta reação considerando apenas o trabalho p V originado pelo volume dos gases.

7. Observe com atenção o diagrama seguinte.

Com base neste diagrama, pode concluir-se que… (A) H2O (g) ื H2O (Ɛ), 'H со43,9 kJ e o processo é exotérmico. (B) H2O (Ɛ) ื H2O (g), 'H = +43,9 kJ e o processo é exotérmico. (C) H2O (s) ื H2O (g), 'H со51,0 kJ e o processo é endotérmico. (D) H2O (g) ื H2O (s), 'H = +51,0 kJ e o processo é endotérmico.

8. A equação química seguinte traduz a reação entre a hidrazina, N2H4 (Ɛ), e o hidrogénio, H2 (g), à temperatura de 25 °C e à pressão de 1,00 atm. Nesta reação libertam-se 143 kJ de energia. N2H4 (Ɛ) + H2 (g) ื 2 NH3 (g) Determine: 8.1 o valor de 'H na formação de uma mole NH3 (g); 8.2 o valor de 'H no consumo de uma mole N2H4 (Ɛ).

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9.

Considere as seguintes equações químicas: I.

O2 (g) + 2 H2 (g) ื 2 H2O (g)

II.

CO2 (g) + H2O (Ɛ) ื H2CO3 (aq)

III. C (grafite) + O2 (g) ื CO2 (g) A qual das equações químicas referidas não se pode associar à entalpia de formação, 'fH°?

10. Escreva as equações termoquímicas que fornecem os valores das entalpias padrão de formação para: 10.1 CaCO3 (s); 10.2 C3H6 (g); 10.3 MgCƐ2 (s).

11. Considere as substâncias cujas fórmulas são as seguintes: O2 (g); O3 (g); C (grafite); C (diamante); Br2 (g); Br2 (Ɛ); I2 (g); I2 (s) O conjunto de substâncias cuja entalpia de formação, 'fH°, é igual a zero é… (A) (B) (C) (D)

{I2 (g); O2 (g); C (grafite)}. {O3 (g); I2 (s); Br2 (Ɛ)}. {I2 (s); Br2 (Ɛ); C (grafite)}. {Br2 (Ɛ); O2 (g); C (diamante)}.

12. Considere as reações traduzidas pelas seguintes equações químicas: I. II. III. IV. V.

NaOH (s) + CO2 (g) ื NaHCO3 (s) 2 SO2 (g) + O2 (g) ื 2 SO3 (g) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ื 6 H2O (g) + 4 NO (g) C (grafite) ื C (diamante) H2O (Ɛ) ื H2O (g)

Dados: 'fH° ΀EĂK,;ƐͿ΁соϰϮϱ͕ϲϭŬ:ŵŽůо1; 'fH° [CO2 (g)] = о393,5 kJ molо1; 'fH° [NaHCO3 ;ƐͿ΁соϵϱϬ͕ϴϭŬ:ŵŽůо1; 'fH° [SO2 (g)] = о296,83 kJ molо1; 'fH° [SO3 ;ŐͿ΁соϯϵϱ͕ϳϮŬ:ŵŽůо1; 'fH° [NH3 (g)] = о46,1 kJ molо1; 'fH° [H2K;ŐͿ΁соϮϰϭ͕ϴŬ:ŵŽůо1; 'fH° [NO (g)] = +90,3 kJ molо1; 'fH° [C (diamante)] = +1,9 kJ molо1; 'fH° [H2O (Ɛ)] = о285,8 kJ molо1. 12.1 Com base nas entalpias molares de formação, determine a variação de entalpia de cada uma destas reações químicas. 12.2 Classifique cada uma das reações químicas anteriores como exotérmicas ou endotérmicas.

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13. A tabela seguinte apresenta os poderes energéticos de alguns combustíveis. о1

P / kJ kg

Combustível Hidrogénio

131 000

Metano

50 000

Propano

48 000

Gasolina

48 000

Óleo

44 000 Turfa

17 000

Linhete

22 500

Hulha

36 250

Carvão Antracite

Acima de 37 500

Etanol

27 000

Madeira seca

17 500

13.1 Com base nos valores da tabela, classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) (B) (C) (D)

O poder energético dos carvões é inferior ao poder energético da madeira seca. O hidrogénio é o combustível com maior poder energético. O poder energético dos carvões é independente do respetivo teor em carbono. Quanto maior o poder energético de um carvão, maior é o respetivo teor em carbono. (E) O poder energético de um combustível é o único critério para a escolha de um combustível. 13.2 Considere o hidrocarboneto ciclo-hexano. Dados: M(ciclo-hexano) = 84,16 g molо1; 'cH° (ciclo-ŚĞdžĂŶŽͿсо3920 kJ molо1. 13.2.1 Escreva a fórmula de estrutura e a fórmula molecular deste composto. 13.2.2 Determine o poder energético do ciclo-hexano.

14. A equação química seguinte traduz a combustão da glicose, C6H12O6 (aq): C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ื 6 CO2 (aq) + 6 H2O (Ɛ) Determine a entalpia de combustão da glicose utilizando as equações termoquímicas seguintes: 'H = о1263 kJ molо1 'H = о413 kJ molо1

x 6 C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g) ื C6H12O6 (aq) ; x C (s) + O2 (g) ื CO2 (aq) ; 1 2

x H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) ;

'H со286 kJ molо1

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15. Utilize as seguintes equações químicas: о1

x 4 HCƐ (g) + O2 (g) ื 2 H2O (Ɛ) + 2 CƐ2 (g) ; 'H соϭϰϴŬ:ŵŽů x

1 2

1 2

H2 (g) + F2 (g) ื HF (g) ; 'H соϮϳϯŬ:ŵŽůо1 1 2

x H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) ; 'H соϮϴϲŬ:ŵŽů

о1

para determinar 'H da seguinte reação: 2 HCƐ (g) + F2 (g) ื 2 HF (g) + CƐ2 (g)

16. Quando atacados, alguns besouros conseguem libertar uma substância de nome hidroquinona, C6H6O2, e peróxido de hidrogénio, H2O2. Estas duas substâncias reagem entre si de acordo com a equação química seguinte, formando um jacto quente que espanta o atacante. C6H6O2 (aq) + H2O2 (aq) ื C6H4O2 (aq) + 2 H2O (Ɛ) Determine a variação de entalpia desta reação, utilizando os dados que se seguem: x C6H6O2 (aq) ื C6H4O2 (aq) + H2 (g) ; 1 2

x H2O2 (aq) ื H2O (Ɛ) + O2 (g) ; 1 2

x H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) ;

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'H = +177 kJ molо1

'H = о95 kJ molо1

'H = о286 kJ molо1

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Ficha formativa 8 Unidade 3 – Plásticos, vidros e novos materiais Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Os plásticos e os materiais poliméricos. Polímeros sintéticos e a indústria dos polímeros. Novos materiais 1. Os plásticos estão presentes nas mais variadas atividades económicas. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte: Os plásticos têm vindo a substituir os materiais tradicionais em cada vez mais aplicações, porque… (A) têm elevada densidade. (B) são bons condutores elétricos. (C) podem ser transformados utilizando um pequeno número de processos de fabrico. (D) são resistentes à corrosão.

2. Os primeiros plásticos fabricados industrialmente eram derivados da celuloide. A sua grande produção em grande escala iniciou-se em 1938. Selecione a opção que corresponde a um conjunto formado só por polímeros sintéticos. (A) Celulose, borracha, nylon. (B) Borracha, algodão, lã. (C) Poliéster, borracha, celulose. (D) Nylon, poliéster, polipropileno.

3. Faça a correspondência correta entre os nomes da coluna I e as fórmulas de estrutura do monómero na coluna II. Coluna I

Coluna II

1.

Polietileno (PE)

(A)

2.

Teflon (PTFE)

(B)

3.

Policloreto de vinilo (PVC)

(C)

4.

Polipropileno (PP)

(D)

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4. Os plásticos são materiais que podem ser fabricados de várias formas, geralmente sob a ação de pressão e temperatura. São as propriedades dos plásticos, assim como o seu baixo custo, que tornam estes materiais tão procurados/utilizados. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) Os elastómeros são polímeros muito deformáveis e, uma vez deformados, não voltam à sua forma inicial. (B) Os plásticos quando deformados mantêm a forma recém-adquirida. (C) As fibras não são resistentes e deformam-se com facilidade. (D) Os termoplásticos não são recicláveis. (E) Os plásticos termoendurecíveis, durante a enformação, formam ligações covalentes entre as cadeias. (F) Os plásticos termoendurecíveis são recicláveis. (G) As cadeias moleculares longas dos termoplásticos estão ligadas umas às outras por forças de van der Waals e por ligações de hidrogénio. (H) A maioria dos termoplásticos é moldável, de forma reversível, por ação do calor.

5. Faça a correspondência correta entre os polímeros da coluna I e as classificações da coluna II. Coluna I 1. 2. 3. 4.

Policloreto de vinilo (PVC) Nylon 10,10 Borracha Baquelite

Coluna II (A) (B) (C) (D)

Elastómeros Termoplástico Termoendurecível Fibra

6. O dacron, mais conhecido por terylene, é uma fibra têxtil que resulta da reação entre o ácido benzeno-1,4-dioico, vulgarmente conhecido por ácido tereftálico, e o etano-1,2-diol, vulgarmente conhecido por etilenoglicol. A equação química que traduz esta reação é:

6.1 Selecione a opção correta. (A) (B) (C) (D)

O terylene é uma poliamida. O terylene é um homopolímero de adição. A reação de polimerização é uma reação de condensação. O terylene é termoendurecível.

6.2 Determine o grau de polimerização de um terylene, arredondado por defeito, que tem a massa molar média de 117 × 103 g molо1.

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7. O poliestireno é um plástico que se representa por:

Selecione a opção que corresponde ao monómero que, por polimerização, origina este plástico. (A) (B) (C) (D)

8. A unidade estrutural de um polímero é:

8.1 Escreva a fórmula racional e o nome do monómero correspondente. 8.2 Escreva a equação que traduz a reação de polimerização dos monómeros referidos em 8.1. 8.3 Indique o nome do polímero. 8.4 Determine a massa molar média deste polímero, sabendo que o grau de polimerização é igual a 4000. 9. Um polímero origina, por combustão completa, somente dióxido de carbono e vapor de água. A massa molar média deste polímero é 105 000 g molо1 e o seu grau de polimerização é 2500. 9.1 Determine a massa molar da unidade repetitiva ou motivo. 9.2 Escreva a fórmula do monómero. 9.3 Indique o nome do monómero e do polímero. 10. A combustão completa do polietileno (PE) origina somente dióxido de carbono e vapor de água. Dados: Vm = 22,4 dm3 molо1; Var ؆ 5 × Voxigénio. 10.1 Escreva a equação química que corresponde à combustão do polietileno. 10.2 Calcule quantas moléculas de dióxido de carbono, CO2 (g), se libertam na combustão completa de uma tonelada de polietileno. 10.3 Calcule o volume de ar que é necessário para esta combustão, medido nas condições PTN. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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11. Um nylon 6,6 tem um grau de polimerização de 550 e a sua fórmula de estrutura encontra-se representada a seguir.

11.1 Assinale na fórmula de estrutura a função orgânica que caracteriza o nylon 6,6. 11.2 Selecione a opção correta. (A) O nylon 6,6 é um polímero de adição. (B) O nylon 6,6 resulta da condensação entre um monoácido carboxílico e uma monoamida. (C) O nylon 6,6 é uma fibra. (D) O nylon 6,6 é um poliéster. 11.3 Escreva a fórmula molecular da unidade estrutural. 11.4 A massa molar média deste nylon 6,6 é aproximadamente igual a … (A) (B) (C) (D)

1,245 × 105 g molо1. 1,245 × 105 kg molо1. 2,490 × 105 g molо1. 2,490 × 105 kg molо1.

12. Selecione a opção correta. (A) Um compósito é um material homogéneo formado por componentes com propriedades mecânicas e físicas semelhantes. (B) Na maioria dos compósitos existe uma fase descontínua, a matriz. (C) A incorporação de um elemento reforçador num compósito dificulta as suas propriedades. (D) Em geral, os componentes de um compósito não se dissolvem uns nos outros e podem ser facilmente identificados pelas interfaces que os separam. 13. A densidade média de um compósito de fibra de carbono e resina epoxídica é 1,620 g cmо3. A densidade da resina epoxídica é 1,230 g cmо3 e a da fibra de carbono é 1,750 g cmо3. 13.1 Determine a percentagem, em volume, da fibra de carbono no compósito. 13.2 Determine a composição, em massa, da resina epoxídica e da fibra de carbono no compósito.

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Matriz do Teste 1

Itens

Seleção

Resposta curta

Tabela Periódica

I 1.1 (5) 1.2 (5)

I 2.1 (2) 2.2 (2) 2.3 (2)

16

I 2.4 (2) 2.5 (2)

4

Ligação química nos metais e noutros sólidos

Reações de oxidação-redução

I 3. (5) II 3.3.1 (5) 3.3.3 (5) 4.3 (5) 4.4 (5)

Corrosão

II 1.1 (5) 1.2 (5)

I 4.1.1 (10) 4.2 (10)

Total

II 3.1 (10) 4.1 (10) 4.2 (10)

II 3.2 (5) III 1.1 (5) 1.2.1 (5) 1.2.2 (5) 1.2.3 (5) 50

40

45

II 2.5 (10)

Atividade laboratorial

Total

10

Força eletromotriz (f.e.m.) de uma pilha Série eletroquímica

Cálculo

II 3.3.2 (15)

I 4.1.2 (5) II 2.1 (5) 2.2 (5) 2.3 (5) 2.4 (5)

Pilhas

Resposta restrita

55

50

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10

35

III 1.3 (5) 1.4 (15)

40

45

200

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Teste 1 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________ Grupo I 1. A organização dos elementos na Tabela Periódica fundamenta-se na configuração eletrónica dos átomos desses elementos, em particular na configuração eletrónica de valência. Considere os elementos de I a VI cujas configurações eletrónicas, no estado de menor energia, são: I. [2He] 2s2 2p2

II. [18Ar] 4s1

III. [18Ar] 3d1 4s2

IV. [18Ar] 3d6 4s2

V. [36Kr] 4d10 5s2 5p2

VI. [54Xe] 4d10 6s2 6p2

1.1 Relativamente aos elementos representados por II, III e IV, selecione a opção correta. (A) A primeira energia de ionização do elemento representado em IV é superior à primeira energia de ionização do elemento representado em II. (B) Os elementos representados em III e IV pertencem ao grupo 2 da Tabela Periódica. (C) Os elementos representados em II, III e IV são elementos de transição. (D) O raio atómico do elemento representado em II é menor do que o raio atómico do elemento representado em IV. 1.2 Em relação aos elementos representados por I, V e VI pode afirmar-se que… (A) o elemento que apresenta maior primeira energia de ionização é o elemento representado em VI. (B) o elemento que apresenta menor afinidade eletrónica é o elemento representado em I. (C) pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. (D) pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica.

2. As questões seguintes são constituídas por dois enunciados, A e B, podendo o segundo ser a justificação do primeiro. A resposta a estas questões pode tomar uma das formas seguinte: I. A e B são verdadeiros e B justifica corretamente A. II. A e B são verdadeiros mas B não justifica corretamente A. III. A é verdadeiro e B é falso. IV. A é falso e B é verdadeiro. V. A e B são falsos.

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2.1 A – A energia de ionização de um elemento é menor que a do elemento que se encontra abaixo no grupo a que pertence, na Tabela Periódica. B – Em geral, a afinidade eletrónica aumenta ao longo do período. 2.2 A configuração eletrónica de valência de um ião XϮо, no estado de energia mínima, é 2s2 2p6. A letra X não é o símbolo químico do elemento. A – O elemento X insere-se no grupo 16 e no segundo período da Tabela Periódica. B – O número de eletrões de X é igual a 8. 2.3 A – Os elementos que pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica têm o mesmo número de eletrões de valência. B – A primeira energia de ionização do silício, 14Si,é superior à primeira energia de ionização do carbono, 6C. 2.4 A – As ligações com forte caráter iónico são formadas por elementos com baixa energia de ionização e alta afinidade eletrónica. B – A maleabilidade é a propriedade dos metais que permite que se dividam em lâminas. 2.5 A – Os cristais iónicos são duros. B – A grafite é um mau condutor da corrente elétrica.

3. A equação química seguinte traduz uma reação de oxidação-redução. Zn (s) + 2 HCƐ (aq) ื ZnCƐ2 (aq) + H2 (g) Com base nesta equação química, pode afirmar-se que… (A) (B) (C) (D)

o elemento zinco, Zn (s), sofre redução e atua como agente redutor. o ácido clorídrico, HCƐ (aq), é a espécie redutora. o elemento zinco, Zn (s), sofre oxidação e atua com agente oxidante. o elemento zinco, Zn (s), sofre oxidação e atua com agente redutor.

4. O peróxido de hidrogénio, H2O2 (Ɛ), reage com uma solução aquosa de iodeto de potássio, KI (aq), formando iodo, I2 (aq). A equação química que a traduz é a seguinte: H2O2 (Ɛ) + 2 KI (aq) + 2 H+ ื 2 K+ (aq) + I2 (aq) + 2 H2O (Ɛ) Esta reação ocorre em meio ácido. 4.1 Escreva: 4.1.1 as duas semirreações que traduzem a reação referida; 4.1.2 a reação global. 4.2 O peróxido de hidrogénio atuou como agente oxidante ou redutor? Justifique.

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Grupo II 1. A corrosão do ferro ocorre numa atmosfera húmida e pode ser representada através da seguinte equação química: 3 2

2 Fe (s) + O2 (g) + n H2O (Ɛ) ื Fe2O3.n H2O (s) 1.1 Neste processo, o átomo do elemento metálico sofre… (A) oxidação e perde três eletrões. (B) redução e ganha três eletrões. (C) oxidação e perde dois protões. (D) redução e ganha dois protões. 1.2 Quando uma gota de água (humidade) entra em contacto com o ferro metálico e com o ar forma uma pilha local. Este processo pode ser representado pelas equações químicas seguintes: Fe (s) ื Fe2+ (aq) + 2 eо

E0 = +0,44 V

1 2

E0 = +0,40 V

O2 (g) + H2O (Ɛ) + 2 eо ื 2 OHо (aq)

Dado: E0(Pb2+/Pb) = о0,13 V Selecione a opção correta. (A) A zona do metal onde ocorre a redução denomina-se ânodo. (B) O ferro metálico, neste processo, atua como cátodo. (C) A zona do ferro metálico onde ocorre a redução do oxigénio funciona como cátodo. (D) Pode evitar-se a corrosão do ferro se este metal estiver em contacto com o chumbo.

2. O esquema seguinte representa esquematicamente uma célula eletroquímica.

Considere os seguintes potenciais padrão de redução:

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Pb2+ (aq) + 2 eо ื Pb (s)

E0(Pb2+/Pb) = о0,13 V

Cu2+ (aq) + 2 eо ื Cu (s)

E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V

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2.1 Identifique o cátodo e o ânodo. 2.2 Indique o sentido de movimento dos eletrões. 2.3 Escreva a reação global espontânea da pilha. 2.4 Represente o diagrama da pilha. 2.5 Determine o valor da f.e.m. padrão da pilha.

3. Apresentam-se três equações químicas que traduzem reações de oxidação-redução. I. 2 Ag+ (aq) + Cu (s) ֖ 2 Ag (s) + Cu2+ (aq) II. Zn2+ (aq) + Cu (s) ֖ Zn (s) + Cu2+ (aq) III. C (s) + 2 CuO (s) ื CO2 (g) + 2 Cu (s) Dados: M(C) = 12,01 g molо1; M(CuO) = 79,55 g molо1; M(Cu) = 63,55 g molо1; M(CO2) = 44,01 g molо1; Vm(PTN)= 22,4 dm3 molо1; E0(Ag+/Ag) = +0,80 V; E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E0(Zn2+/Zn) = о0,76 V. 3.1 A qual das reações I ou II corresponde uma constante de equilíbrio de valor inferior a 1? Justifique com base nos potenciais padrão de redução. 3.2 A ordem crescente do poder redutor dos metais cobre, prata e zinco é… (A) Cu, Ag e Zn. (B) Ag, Cu e Zn. (C) Zn, Cu e Ag. (D) Ag, Zn e Cu. 3.3 Misturaram-se 40,0 g de carbono com 397,8 g de óxido de cobre (II) e criaram-se as condições para que ocorresse a reação química representada em III e, apenas essa. No final da reação, o volume de gás libertado, medido nas condições normais de pressão e temperatura, é 33,6 dm3. 3.3.1 Selecione a opção correta. (A) A espécie redutora captou dois eletrões. (B) A variação do número de oxidação do cobre é igual a +2. (C) A espécie oxidante é CuO (s). (D) O cobre é o elemento que se oxida. 3.3.2 Identifique o reagente limitante. Apresente todas etapas de resolução. 3.3.3 O rendimento da reação é… (A) 45%. (B) 50%. (C) 55%. (D) 60%. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

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4. Utilizando os potenciais padrão de redução indicados para soluções aquosas e alguns também para soluções em amoníaco líquido: Par oxidação-redução

Potencial padrão de redução em solução aquosa

Potencial padrão de redução em solução de amoníaco (NH3)

+

о2,93 V

о1,98 V

2+

Ca /Ca

о2,87 V

о1,74 V

+

Na /Na

о2,71 V

о1,85 V

O2/H2O2

+0,68 V

–

2+ MnOି 4 /Mn

+1,51 V

–

K /K

4.1 Indique qual dos dois metais, Ca e Na, é mais redutor em meio aquoso e qual é mais redutor em meio amoniacal. 4.2 Uma solução de peróxido de hidrogénio, reage com uma solução de permanganato de potássio, em meio ácido. O esquema químico que traduz esta reação é: 2+ MnOି 4 (aq) + H2O2 (Ɛ) ֖ Mn (aq) + O2 (g)

Escreva a equação química acertada, em meio ácido. 4.3 Se se variar o pH da solução, mantendo constante a temperatura, o valor da constante de equilíbrio, Kc, … (A) mantém-se e o equilíbrio altera-se no sentido de contrariar essa alteração. (B) aumenta e o equilíbrio não se altera. (C) diminui e o equilíbrio altera-se no sentido de contrariar essa alteração. (D) mantém-se e o equilíbrio não se altera. 4.4 Os números de oxidação dos elementos que sofreram oxidação-redução em cada um dos 2+ pares MnOି 4 /Mn e O2/H2O2 são, respetivamente, … (A) +7 e +2; 0 e о2. (B) +8 e +2; 0 e о2. (C) +7 e +2; 0 e о1. (D) +8 e +2; 0 e о1.

100

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Grupo III 1. Numa atividade laboratorial foi proposto aos alunos que construíssem uma pilha eletroquímica com o objetivo de determinar a força eletromotriz (f.e.m.) dessa pilha, tendo-lhes sido fornecido o seguinte material: 2 copos de precipitação de 200 mL; um tubo de vidro em «U»; lã de vidro; 2 fios condutores elétricos; um interruptor; um galvanómetro; uma placa de cobre; uma placa de ferro; 150 mL de uma solução 1,0 × 10о3 mol dmо3 em FeSO4; 150 mL de uma solução 1,0 × 10о3 mol dmо3 em CuSO4; 50 mL de uma solução aquosa 1,0 mol dmо3 em KNO3. Dados: E0(Fe2+/Fe) = о0,44 V; E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V. 1.1 Em que elemento do circuito se utiliza a solução aquosa de nitrato de potássio, KNO3? 1.2 Com base nos valores dos potenciais padrão de redução: 1.2.1 faça uma representação esquemática desta pilha; 1.2.2 escreva a notação que representa o diagrama da pilha; 1.2.3 escreva a equação de oxidação-redução em que esta pilha se baseia. 1.3 Determine a f.e.m. da pilha nas condições padrão. 1.4 Calcule a f.e.m. da pilha.

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101

Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2

5 pontos 5 pontos

2.1 2.2 2.3 2.4 2.5

2 2 2 2 2 5

2.

3. 4.

pontos pontos pontos pontos pontos pontos

4.1 10 pontos 5 pontos 10 pontos

4.1.1 4.1.2 4.2

50 pontos Grupo II 1. 5 pontos 5 pontos

1.1 1.2 2. 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5

5 5 5 5 10

pontos pontos pontos pontos pontos

3.1 3.2 3.3

10 pontos 5 pontos

3.

5 pontos 15 pontos 5 pontos

3.3.1 3.3.2 3.3.3 4.

10 10 5 5

4.1 4.2 4.3 4.4

pontos pontos pontos pontos 110 pontos

Grupo III 1. 5 pontos

1.1 1.2

5 5 5 5 15

1.2.1 1.2.2 1.2.3 1.3 1.4 Total 102

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pontos pontos pontos pontos pontos 40 pontos 200 pontos

Matriz do Teste 2

Itens

Seleção

Resposta curta

Resposta restrita

Ligação química nos metais e noutros sólidos

I 1.1 (5)

I 1.2 (5)

I 1.3 (15)

Pilhas

I 2.5 (5)

20

50

II 2.3 (5)

II 1.2 (5) 1.3 (5)

II 1.1 (10) 2.1 (10) 2.2 (15)

Comportamento ácido-base das soluções de sais

II 3.2 (5)

II 5.1 (5)

II 5.2 (10)

Soluções tampão

II 6.1 (5)

25

25

I 3. (20)

Compostos de coordenação

Total

Total

5

Série eletroquímica

Atividade laboratorial

Cálculo

II 3.1 (15) 4. (15)

50

II 6.2 (10)

15

III 1.3 (5)

III 1.1 (10) 1.2 (10) 1.4 (10)

35

25

120

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30

200

103

Teste 2 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Um sólido é constituído por unidades estruturais – átomos, moléculas ou iões – que são atraídas umas pelas outras, com intensidade suficiente para se obter uma estrutura rígida. As figuras seguintes representam, esquematicamente, as estruturas do diamante e da grafite.

Com base nas figuras, responda às questões seguintes. 1.1 O diamante e a grafite são… (A) sólidos moleculares. (B) sólidos covalentes. (C) sólidos iónicos. (D) sólidos metálicos. 1.2 De entre o diamante e a grafite, identifique o que é mau condutor da eletricidade. 1.3 Compare as ligações existentes no diamante e na grafite. 2. A figura seguinte representa uma célula eletroquímica constituída por elétrodos de chumbo, Pb (s), e de alumínio, AƐ (s), mergulhados, respetivamente, em soluções aquosas de sais dos respetivos metais, com a concentração de 1,0 mol dmо3, a 25 °C.

104

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Nesta célula, um dos elétrodos pode ser substituído por um elétrodo inerte de grafite, sem que haja alteração no seu funcionamento. Dados: E0(AƐ3+/AƐͿсо1,66 V; E0(Pb2+ͬWďͿсоϬ͕ϭϯs͘ Selecione a opção correta. (A) De acordo com os valores dos potenciais padrão de redução é o alumínio que se reduz e ião Pb2+ que se oxida. (B) Durante o funcionamento da pilha, o elétrodo de chumbo perde massa enquanto o elétrodo de alumínio fica inativo durante a reação. (C) O elétrodo de chumbo, Pb (s), pode ser substituído por um elétrodo de grafite uma vez que não reage durante a reação. (D) O elétrodo de chumbo, Pb (s), atua como suporte para depósito de átomos de alumínio, resultante da redução dos respetivos iões.

3. As equações químicas I, II e III correspondem a reações extensas, no sentido direto. I. 2 AƐ (s) + 3 Cu2+ (aq) ื 2 AƐ3+ (aq) + 3 Cu (s) II. 2 AƐ (s) + 3 Fe2+ (aq) ื 2 AƐ3+ (aq) + 3 Fe (s) III. Fe (s) + Cu2+ (aq) ื Fe2+ (aq) + Cu (s) Ordene os metais envolvidos nestas reações por ordem decrescente dos respetivos potenciais padrão de redução. Justifique a resposta.

Grupo II 1. O composto de coordenação K[AgF4] tem o nome de tetrafluorargentato de potássio. 1.1 Escreva a fórmula do ião complexo. 1.2 Qual a carga do catião metálico? 1.3 Indique o número de coordenação do ião complexo. 2. Um ião metálico, especialmente de um metal de transição como por exemplo o ião Fe2+, reage com a água de acordo com o seguinte esquema:

2.1 Que tipo de ligação se estabelece entre o ião Fe2+ e a molécula de água? Justifique. 2.2 Considerando o conceito de ácido-base, segundo Lewis, identifique, justificando, a espécie que funciona como ácido e a que funciona como base.

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105

2.3 O ião Fe2+ liga-se a moléculas de água para formar o ião complexo [Fe(H2O)6]2+. Selecione a opção correta. (A) O número de coordenação do ião complexo é 2. (B) O número de coordenação do ião complexo é 6. (C) Se os iões fossem iões cianeto, CNо, a carga do ião complexo seria о2. (D) A molécula de água é um ligando bidentado.

3. O grau de ionização de um eletrólito AB, numa dada solução aquosa, é 80%. Nesta solução existem 4,0 × 1015 moléculas não ionizadas. 3.1 Determine o número de moléculas AB que inicialmente se ionizaram. 3.2 Selecione a opção que corresponde ao número total de moléculas e iões provenientes do soluto, presentes na solução, em função do número total de moléculas dissolvidas, em que ni corresponde ao número inicial de moléculas dissolvidas. (A) 1,20 ni (B) 1,40 ni (C) 1,60 ni (D) 1,80 ni 4. Adicionaram-se, a 25 °C, 20,0 mL de uma solução aquosa 1,00 × 10о1 mol dmо3 em hidróxido de sódio, NaOH (aq), a 20,0 mL de uma solução aquosa 1,00 × 10о1 mol dmо3 em ácido acético, CH3COOH (aq). Determine o pH da solução resultante. Dados: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5; Kw(a 25 °C) = 1,0 × 10о14.

5. Considere os valores da constante de acidez dos ácidos HX, HY e HZ: Ka(HX) = 2,5 × 10о3; Ka(HY) = 4,2 × 10о7; Ka(HZ) = 3,5 × 10о11. Estes ácidos, com igual concentração, reagiram com soluções aquosas de hidróxido de sódio, NaOH (aq), tendo-se obtido os sais NaX, NaY e NaZ que também possuem igual concentração. 5.1 Indique o caráter ácido-base das soluções dos sais. 5.2 Qual das soluções NaX, NaY ou NaZ apresenta maior valor de pH? Justifique.

6. O controlo do pH é vital para os organismos vivos. Para controlar o pH do sangue, o corpo humano usa o sistema H2CO3/HCOି 3 como tampão. As equações químicas seguintes traduzem os equilíbrios que ocorrem no sangue. I. CO2 (g) ֖ CO2 (aq) II. CO2 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ H2CO3 (aq) + III. H2CO3 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCOି 3 (aq) + H3O (aq)

106

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6.1 Com base nas equações I, II e III, selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Se através da respiração se eliminar maior quantidade de CO2 (g) do que em condições normais, … (A) a concentração em CO2 (aq) aumenta. (B) o pH do sangue mantém-se. (C) o pH do sangue diminui. (D) o pH do sangue aumenta. 6.2 Sabendo que o valor do pH do sangue é aproximadamente igual a 7,4, escreva a expressão que permite determinar a concentração de H2CO3 (aq) no sangue.

Grupo III 1. Com o objetivo de identificar zonas tampão, procedeu-se a uma titulação potenciométrica, ácido–base, utilizando como titulado o ácido fosfórico, H3PO4 (aq), e como titulante o hidróxido de sódio, NaOH (aq). A curva de titulação obtida foi idêntica à da figura seguinte.

1.1 Qual a vantagem da titulação potenciométrica? 1.2 Escreva as equações químicas que traduzem as ionizações sucessivas do ácido fosfórico. 1.3 Identifique, no gráfico, as zonas tampão. 1.4 Escreva a constituição do par tampão correspondente à letra E.

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107

Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2 1.3

5 5 15 5 20

2. 3.

pontos pontos pontos pontos pontos 50 pontos

Grupo II 1. 1.1 1.2 1.3

10 pontos 5 pontos 5 pontos

2.1 2.2 2.3

10 pontos 15 pontos 5 pontos

3.1 3.2

15 pontos 5 pontos 15 pontos

5.1 5.2

5 pontos 10 pontos

6.1 6.2

5 pontos 10 pontos

2.

3.

4. 5.

6.

115 pontos Grupo III 1. 10 10 5 10

1.1 1.2 1.3 1.4

pontos pontos pontos pontos 35 pontos

Total

108

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200 pontos

Matriz do Teste 3

Itens

Seleção

Resposta curta

Acerto de equações de oxidação-redução Série eletroquímica

I 1.2 (5)

Resposta restrita

Cálculo

I 1.1 (10) 2.1 (10)

20

I 2.2 (10) 2.3 (15)

30

I 3. (10)

Compostos de coordenação Comportamento ácido-base das soluções de sais

10

I 5.2 (10)

Catalisadores

II 2. (5)

II 1. (15)

Química orgânica

II 3.1 (5)

II 3.2.1 (5)

Híbridos de ressonância e polaridade de moléculas Atividade laboratorial

III 1.4 (5)

III 1.1 (5) 1.2 (5) 1.3 (10)

Total

20

50

Total

I 4.1 (15) 4.2 (15) 5.1 (15)

55

20 II 3.2.2 (10)

20

II 4.1 (10) 4.2 (10)

20

25

85

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45

200

109

Teste 3 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 2–

2 1. Os iões nitrito, NOି 2 (aq), reagem extensamente com os iões dicromato, Cr2 O7 (aq), de acordo com o seguinte esquema químico: 2–

3+ 2 ି NOି 2 (aq) + Cr2 O7 (aq) ֖ NO3 (aq) + Cr (aq)

1.1 Acerte o esquema químico em meio ácido. 1.2 Com base no esquema químico anterior selecione a opção correta. ି (A) O valor do potencial padrão de redução do par NOି 3 /NO2 é superior ao do par 2–

Cr22 O7 /Cr3+ 7 . (B) A variação do número de oxidação do cromo é о3. 2–

(C) Durante a reação, para cada mole de iões Cr22 O7 consumidos, formam-se 6 moles de H2O (Ɛ). 2- 2–

(D) O ião dicromato, Cr2 O7 , é o agente redutor. 2. Em geral, as soluções aquosas que contêm iões Fe2+ têm cor azul esverdeado. Quando expostas ao ar, reagem com o oxigénio e tornam-se amareladas. As soluções aquosas de Co3+, quando expostas ao ar não sofrem alteração na cor. Considere as reações de oxidação-redução constantes na tabela seguinte. Semirreações de redução 1

+

о

Potencial padrão de redução

2 H (aq) + O2 (g) + 2 e ื H2O (Ɛ)

+1,23 V

3+

о

2+

Fe (aq) + e ื Fe (aq)

+0,77 V

3+

о

2+

+1,82 V

2

Co (aq) + e ื Co (aq)

2.1 Escreva a equação química que representa a oxidação dos iões Fe2+, na presença do oxigénio. 2.2 Justifique a razão pela qual a reação referida em 2.1 é espontânea. 2.3 As soluções de cobalto são estáveis, na presença do oxigénio. Justifique esta afirmação.

110

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3. Os metais de transição têm tendência para formar iões complexos. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) Nos iões complexos as ligações entre o ião central e os ligandos são de natureza iónica. (B) Nos compostos de coordenação, o número de coordenação é sempre igual à carga do ião metálico que origina a sua formação. (C) As soluções aquosas de sais de alumínio apresentam caráter ácido devido à hidrólise do ião complexo [AƐ(H2O)6]3+. (D) Uma espécie química para atuar como ligando, na formação de um ião complexo, não possui pares de eletrões não partilhados. (E) Num composto de coordenação, os ligandos são sempre eletricamente neutros. (F) O número de ligações covalentes coordenadas ou dativas que o átomo central estabelece, designa-se por número de coordenação. (G) Uma molécula não pode ceder pares de eletrões para formar ligações covalentes coordenadas. (H) Num ião complexo, o catião metálico é uma base de Lewis. 4. O pH de uma solução aquosa de cloreto de amónio, NH4CƐ (aq), à temperatura de 25 °C , é 5,4. Dados: Kb(NH3) = 1,8 × 10о5; Kw(a 25 °C) = 1,0 × 10о14. 4.1 Determine a concentração da solução aquosa de cloreto de amónio. 4.2 Calcule o valor da concentração dos iões hidróxido, OHо (aq), na solução 5. Dissolveram-se 2,0 × 10о2 mol de acetato de potássio, KCH3COO (s), em água até perfazer o volume de 200,0 cm3. Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 × 10о5. 5.1 Determine o pH da solução de acetato de potássio. Apresente todas as etapas de resolução. 5.2 Explique a influência que tem sobre este equilíbrio a adição de ácido acético, CH3COOH (aq). Grupo II 1. Um dos modelos para interpretar o modo como as reações químicas ocorrem, em fase gasosa, é a teoria das colisões. O número de colisões depende da velocidade das moléculas e, essa velocidade depende da temperatura. Nem todas as colisões são eficazes. Das colisões eficazes ocorre uma reação química cuja velocidade pode ser aumentada elevando a temperatura ou usando um catalisador apropriado. Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das afirmações seguintes, e corrija as falsas. (A) Todas as colisões em que as moléculas possuem energia cinética superior à energia mínima, são colisões eficazes. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

111

(B) Quanto maior o número de colisões por unidade de tempo, maior a probabilidade de a reação ocorrer. (C) Quando da colisão entre as moléculas resulta uma colisão eficaz, forma-se um complexo ativado que corresponde a um arranjo mais estável dos átomos. (D) A energia de ativação é a energia mínima necessária para formar o complexo ativado. (E) A energia de ativação com catalisador é maior porque não se forma o complexo ativado.

2. A figura seguinte representa um diagrama de energia para uma dada reação química.

Considere as afirmações de I a IV. I. A reação química é exotérmica. II. X representa a energia de ativação com catalisador. III. Y representa a energia da reação. IV. A diminuição da energia de ativação devido à adição de um catalisador é representada por Z. São corretas as afirmações… (A) I, II e III. (B) I e III. (C) II e IV. (D) III e IV.

3. Considere os compostos orgânicos assinalados de I a VIII. I. Hexano

II. CH3CH2CHO

III.

V. 2,3-Dimetilbutano

VI. CH3CH2–O–CH2CH3

VII.

VIII.

112

IV. CH3CH2CH2CH2OH

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3.1 Selecione a opção correta. (A) Os compostos I e V são isómeros de cadeia. (B) Os compostos VII e VIII são isómeros de função. (C) O composto II não é isómero da propanona, CH3COCH3. (D) Os compostos III e IV são isómeros de cadeia. 3.2 Considere os compostos IV e VI. Na tabela seguinte estão registados os valores das respetivas temperaturas de ebulição, à pressão de 1,0 atm. Composto

Temperatura de ebulição, Teb / °C

IV

118

VI

35

3.2.1 Indique o estado físico de cada um dos compostos, à temperatura de 50 °C e à pressão de 1,0 atm. 3.2.2 Indique o tipo de ligações intermoleculares em cada um dos compostos. 4. Considere as moléculas de dióxido de carbono, CO2, dióxido de enxofre, SO2. Dados: 6C; 8O; 16S. 4.1 Compare a polaridade das moléculas de dióxido de carbono e monóxido de carbono. 4.2 O dióxido de enxofre é um híbrido de ressonância. Justifique esta afirmação, utilizando as fórmulas de ressonância.

Grupo III 1. No laboratório foi entregue a cada grupo de alunos uma mistura líquida constituída por igual volume de três líquidos miscíveis: metanol, etanol e propan-1-ol. Para proceder à separação destes componentes os alunos efetuaram, na hotte, uma destilação fracionada utilizando uma montagem idêntica à esquematizada ao lado. 1.1 Faça a legenda da figura. 1.2 Por que razão se adicionam à mistura a destilar 2 ou 3 pedaços de cerâmica porosa?

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113

1.3 Classifique como verdadeira ou falsa cada uma das frases seguintes. (A) Quando a mistura entra em ebulição, os primeiros vapores formados condensam-se nos recortes situados na parte superior da coluna. (B) No decorrer da experiência, os recortes vão aquecendo gradualmente, fazendo com que o vapor não suba tão depressa. (C) em cada passo, a composição do vapor no interior da coluna vai ficando mais pobre no constituinte mais volátil. (D) Quanto mais alta for a coluna de fracionamento, menor é o grau de pureza do destilado. (E) A última fração a ser recolhida é a que apresenta maior ponto de ebulição. (F) As frações destiladas obtidas por destilação simples são mais puras que as obtidas por destilação fracionada. (G) Os componentes mais voláteis da mistura possuem temperaturas de ebulição mais elevadas. (H) Quando o termómetro acusa um aumento de temperatura significa, em princípio, que o componente mais volátil já se condensou.

1.4 Na indústria petrolífera procede-se à destilação fracionada do petróleo, de modo a obter os seus diferentes constituintes. A destilação fracionada do petróleo baseia-se… (A) nos diferentes pontos de fusão dos hidrocarbonetos aromáticos presentes na mistura. (B) nos diferentes pontos de fusão dos hidrocarbonetos presentes na mistura. (C) na quantidade de hidrocarbonetos aromáticos e insaturados presentes na mistura. (D) nas diferentes massas volúmicas dos hidrocarbonetos presentes na mistura.

114

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Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2

10 pontos 5 pontos

2.1 2.2 2.3

10 10 15 10

4.1 4.2

15 pontos 15 pontos

5.1 5.2

15 pontos 10 pontos

2.

3. 4.

pontos pontos pontos pontos

5.

115 pontos Grupo II 15 pontos 5 pontos

1. 2. 3. 3.1 3.2

5 pontos 3.2.1 3.2.2

5 pontos 10 pontos

4. 4.1 4.2

10 pontos 10 pontos 60 pontos Grupo III

1. 5 5 10 5

1.1 1.2 1.3 1.4

pontos pontos pontos pontos 25 pontos

Total

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200 pontos

115

Matriz do Teste 4

Itens

Seleção

Ligações químicas

Resposta curta

Resposta restrita

I 1.2 (5)

I 1.1 (10) 1.3 (10)

25

I 2.3 (15)

15

Reações de oxidação-redução Soluções aquosas de sais

I 3.1 (5)

Polaridade das moléculas

I 2.2 (5)

Estado gasoso

II 1. (5) 3.1 (5) 4. (5)

Energia, calor e entalpia

II 5. (5)

116

25

I 3.3 (15)

I 2.1 (10)

II 3.2 (5)

Total

50

15 II 2. (15) 3.3 (10) 3.4 (10) 3.5 (10)

65

5 III 1.1 (5) 1.2 (5)

Atividade laboratorial Total

I 3.2 (10) 3.4 (10) 3.5 (10)

Cálculo

25

75

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III 1.3 (15)

25

75

200

Teste 4 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Os valores dos comprimentos de ligação nas moléculas de oxigénio, O2, e ozono, O3, são, respetivamente, iguais a 120,7 pm e 128,0 pm. Dado: 8O. 1.1 Escreva as fórmulas de estrutura destas moléculas, com base na regra do octeto. 1.2 Indique a ordem de ligação oxigénio-oxigénio, em cada uma destas moléculas. 1.3 Interprete a diferença de comprimentos de ligação, nestas duas moléculas.

2. A equação química seguinte traduz a formação do tetraclorometano. C (s) + 2 CƐ2 (g) ื CCƐ4 (Ɛ) A eletronegatividade do carbono é igual 2,5 e a eletronegatividade do cloro é igual a 3,0. 2.1 Indique, justificando, em qual das moléculas, CƐ2 ou CCƐ4, existem ligações covalentes polares. 2.2 Selecione a opção correta. (A) CƐ2 e CCƐ4 possuem momentos dipolares resultantes, diferentes de zero. (B) CƐ2 e CCƐ4 possuem momentos dipolares resultantes, nulos. (C) CƐ2 é uma molécula polar e CCƐ4 é uma molécula polar. (D) CƐ2 é uma molécula apolar e CCƐ4 é uma molécula polar. 2.3 Na reação referida indique, justificando, a espécie redutora.

3. Os copos de precipitação A e B contêm, respetivamente, soluções de ácido hipocloroso, HCƐO (aq), e de hipoclorito de sódio, NaCƐO (aq), de igual concentração.

Dados: Ka(HCƐO) = 4,0 × 10о8; Kw(25 °C) = 1,0 × 10о14. 3.1 Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido hipocloroso. 3.2 Identifique, justificando, o caráter ácido-base da solução do copo B.

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117

3.3 Determine o pH da solução do copo B, à temperatura de 25 °C. 3.4 Que tipo de solução se obtém quando se adicionam as soluções contidas nos copos A e B. 3.5 Suponha que à mistura resultante se adicionaram pequenas quantidades de uma solução de ácido forte. Haverá alteração significativa no valor do pH da solução mistura? Justifique.

Grupo II

1. O gráfico seguinte traduz a variação de volume em função da temperatura, de cinco amostras gasosas, com igual número de moles e a pressão constante.

Com base na análise do gráfico, pode afirmar-se que… (A) a amostra de He é a que foi submetida a menor pressão. (B) a amostra de CH4 foi submetida a uma pressão inferior à da amostra de H2. (C) para a mesma temperatura, o volume da amostra de N2O é superior ao volume da amostra de H2. (D) para o mesmo volume, a temperatura da amostra de H2O é superior à temperatura da amostra de H2.

2. Uma amostra de 2,20 g de gelo seco, dióxido de carbono no estado sólido, CO2 (s), sublima e, uma vez no estado gasoso, é colocada num recipiente fechado com 1,0 dm3 de capacidade e submetida à temperatura de 27 °C. Determine a pressão dessa amostra gasosa, expressa em atmosferas, atm. Dados: M(CO2) = 44,01 g molо1; R = 0,082 atm dm3 Kо1 molо1.

118

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3. Foi efetuado um estudo sobre a variação da pressão, p, e do volume, V, em sistema fechado, de uma amostra de um gás considerado ideal. Em seguida, compararam-se os resultados obtidos em duas experiências executadas por processos diferentes, I e II, partindo das mesmas condições iniciais: x n = 5,0 × 10о4 mol x T = 20 °C x V = 10,0 cm3 x p = 1,2 atm A figura ao lado representa os gráficos relativos aos dois processos: I: X ื Z II: X ื Y ื Z Ao longo do processo I, pressão e volume são inversamente proporcionais. Dado: R = 0,082 atm dm3 Kо1 molо1. 3.1 Tendo como base a análise do gráfico, selecione a opção correta. (A) A transformação Y ื Z ocorre a pressão constante. (B) A transformação X ื Z é efetuada com arrefecimento. (C) Na transformação X ื Y, é uma compressão isotérmica. (D) A transformação X ื Z, é isocórica. 3.2 Justifique a seguinte afirmação: «Na transformação X ื Y, a densidade, ʌ, do gás mantémse constante.» 3.3 Determine a constante de proporcionalidade inversa entre a pressão e o volume no processo I, indicando as unidades em que vem expressa. 3.4 Calcule a temperatura a que se encontra o gás no estado representado por Y. 3.5 A partir das condições iniciais da experiência, determine um valor da constante dos gases, R.

4. Um produto de reação, no estado gasoso, foi recolhido num recipiente fechado com a capacidade de 25,0 dm3, à temperatura de 30 °C. A pressão a que ficou submetido foi de 3,0 atm e a massa desse produto é de 96,0 g. A massa molar deste produto de reação é… (A) 96 g molо1. (B) 66 g molо1. (C) 32 g molо1. (D) 24 g molо1.

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119

5. Na maior parte das reações químicas existem variações de energia interna, 'U. Selecione a opção correta. (A) Se uma reação ocorre a pressão constante, 'U = W. (B) Se uma reação ocorre a volume constante, 'U > 'H. (C) Se uma reação ocorre a pressão constante, 'H = Q. (D) Se uma reação ocorre a pressão constante, 'H = W.

Grupo III 1. Numa aula prático-laboratorial procedeu-se à determinação da entalpia de neutralização, fazendo reagir 250,0 mL de uma solução aquosa de 5,0 × 10о1 mol dmо3 em hidróxido de sódio, NaOH (aq), com 100,0 mL de uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCƐ (aq), tendo a temperatura sofrido um aumento de 2,0 °C. Dados: ʌsolução # ʌágua = 1,0 g cmо3; csolução # cágua = 4,184 J gо1 °Cо1. 1.1 Identifique o titulante e o titulado. 1.2 A que corresponde o valor máximo da temperatura? 1.3 Determine a entalpia de neutralização, 'nH, por mole de NaOH.

120

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Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2 1.3

10 pontos 5 pontos 10 pontos

2.1 2.2 2.3

10 pontos 5 pontos 15 pontos

3.1 3.2 3.3 3.4 3.5

5 10 15 10 10

2.

3. pontos pontos pontos pontos pontos 105 pontos Grupo II 5 pontos 15 pontos

1. 2. 3. 3.1 3.2 3.3 3.4 3.5

5 5 10 10 10 5 5

4. 5.

pontos pontos pontos pontos pontos pontos pontos 70 pontos

Grupo III 1. 5 pontos 5 pontos 15 pontos

1.1 1.2 1.3

25 pontos Total

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200 pontos

121

Matriz do Teste 5

Itens

Seleção

Tabela Periódica

I 1.1.2 (5)

Resposta curta

Reações de oxidação-redução. Série eletroquímica Compostos de coordenação

I 1.1.3.3 (5)

Reações ácido-base.

I

Soluções aquosas de sais

I 1.1.3.2 (5)

Resposta restrita

Cálculo

Total

I 1.1.1 (10)

15

I 1.2.1 (10) 1.2.2 (15) 1.2.3 (10)

35

I 1.1.3.1 (15)

25 I 2.1 (10)

2.2 (5)

30

2.3 (15) I

Estado gasoso

1.2.4 (10)

10

II Energia, calor e entalpia

1. (5)

II

2.2 (5)

2.1 (10)

25

3. (5) Polímeros

II 4.3 (5) 4.4 (5)

II 4.2 (5)

II 4.1 (10)

25

Atividade laboratorial

III

III

III

1.2 (5)

1.1 (10)

1.3 (20)

Total

45

122

10

90

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55

35 200

Teste 5 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Os metais de transição podem apresentar vários estados de oxidação, devido a poderem ceder eletrões de orbitais tipo s e, também, eletrões de orbitais tipo d. O cromo é um metal de transição, de número atómico 24 e forma, com facilidade, iões complexos, iões poliatómicos e iões monoatómicos. 2–

Dados: E0(CO2/C2H2O4Ϳсо0,49 V; E0(Cr22 O7 /Cr3+) = +1,33 V; R = 0,082 atm dmо3 Kо1 molо1. 1.1 Os átomos de cromo, no estado de energia mínima, possuem 1 eletrão na orbital de valência. 1.1.1 Escreva a configuração dos átomos de cromo, no estado de energia mínima. 1.1.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. O elemento cromo, na Tabela Periódica, ocupa… (A) o grupo 1, quarto período e o bloco s. (B) o grupo 6, quarto período e o bloco d. (C) o grupo 6, quarto período e o bloco s. (D) o grupo 5, terceiro período e o bloco d. 1.1.3 Considere os seguintes compostos de coordenação: I. [Cr(H2O)6]CƐ3 II. [Cr(H2O)5CƐ]CƐ2.H2O III. [Cr(H2O)4CƐ2]CƐ.2 H2O 1.1.3.1 Escreva os iões complexos correspondentes aos compostos de coordenação I, II e III. 1.1.3.2 Indique o número de oxidação do catião metálico em I, II e III. 1.1.3.3 Selecione a opção correta. (A) O número de coordenação do composto I é 3. (B) O catião metálico é uma base de Lewis. (C) O número de coordenação do composto II é 2. (D) O número de coordenação de qualquer um destes compostos é 6. 2–

1.2 O ião dicromato, Cr22 O7 (aq), reage com uma solução de ácido oxálico, C2H2O4 (aq), originando o ião monoatómico, Cr3+ (aq), e libertando dióxido de carbono, CO2 (g), de acordo com o esquema seguinte: 2–

C2H2O4 (aq) + Cr22 O7 (aq) ื CO2 (g) + Cr3+ (aq) Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

123

1.2.1 Com base na determinação dos números de oxidação do carbono e do cromo, nos reagentes e produtos da reação, indique a espécie redutora. 1.2.2 Acerte o esquema químico, em meio ácido. 1.2.3 Mostre que a reação referida é espontânea no sentido direto, nas condições padrão, com base nos valores dos potenciais padrão de redução, E0. 1.2.4 Determine o volume de dióxido de carbono, medido à temperatura de 35 °C e à pressão de 2,0 atm, produzido na reação completa de 4,5 mol de ácido oxálico, com excesso em iões dicromato. 2. À temperatura de 25 °C, o pH de uma solução de ácido etanoico, CH3COOH (aq), de concentração inicial igual a 1,00 × 10о1 mol dmо3, é igual a 2,88. 2.1 Determine, para a temperatura de 25 °C, o valor da constante de acidez, Ka, do ácido etanoico. 2.2 A constante de basicidade, Kb, da base conjugada CH3COOо (aq) do ácido etanoico pode determinar-se a partir de… (A) Kb = Ka × Kw. (B) Kb =

Ka . Kw

(C) Kb =

Kw . Ka

(D) Kb = Ka оKw. 2.3 Titularam-se 10,0 cm3 do ácido etanoico, a 25 °C, com uma solução 2,0 × 10о2 mol dmо3 em hidróxido de potássio, KOH (aq). Calcule o pH da solução, no ponto de equivalência. (Se em 2.1 não determinou o valor de Ka, considere-o igual a 1,8 × 10–5).

Grupo II 1. O diagrama de entalpia seguinte envolve o dióxido de carbono, CO2 (g), e as substâncias elementares oxigénio, O2 (g), diamante, C (diamante), e grafite, C (grafite).

124

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Com base na análise do diagrama, pode afirmar-se que… (A) a transformação do diamante em grafite é endotérmica. (B) a variação de entalpia na combustão de 1 mol C (diamante) é igual a о392 kJ molо1. (C) a variação de entalpia na obtenção de 1 mol C (diamante), a partiƌĚĂŐƌĂĨŝƚĞĠŝŐƵĂůĂоϮ kJ molо1. (D) a variação de entalpia na obtenção de 1 mol CO2 ;ŐͿĂƉĂƌƚŝƌĚĂŐƌĂĨŝƚĞĠŝŐƵĂůĂоϯϵϰŬ:ŵŽůо1.

2. Considere as seguintes equações e as respetivas entalpias de combustão, 'cH, a 25 °C. 'cH° соϯϵϰŬ:ŵŽůо1

C (s) + O2 (g) ื CO2 (g) C6H6 (Ɛ) +

15 2

O2 (g) ื 6 CO2 (g) + 3 H2O (Ɛ)

'cH° = о3268 kJ molо1

1 2

H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ)

'cH° со286 kJ molо1

2.1 Escreva a equação de reação de formação do benzeno, C6H6 (Ɛ), aplicando a Lei de Hess. 2.2 A entalpia padrão de formação, 'fH°, a 25 °C do benzeno é… (A) 'fH°(C6H6 (Ɛ)) = +46 kJ molо1. (B) 'fH°(C6H6 (Ɛ)) = +92 kJ molо1. (C) 'fH°(C6H6 (Ɛ)) со46 kJ molо1. (D) 'fH°(C6H6 (Ɛ)) = о92 kJ molо1.

3. As equações químicas seguintes representam a formação da água a partir dos elementos. 1 2

'H со292,6 kJ molо1

1 2

'H = о285,5 kJ molо1

1 2

'H = о241,6 kJ molо1

I. H2 (g) + O2 (g) ื H2O (s) II. H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) III. H2 (g) + O2 (g) ื H2O (g) Selecione a opção correta.

(A) O sinal negativo indica que as reações são endotérmicas. (B) A transformação H2O (g) ื H2O (Ɛ) absorve 43,9 kJ molо1. (C) O calor de soůŝĚŝĨŝĐĂĕĆŽĚĂĄŐƵĂĠŝŐƵĂůĂо51,0 kJ molо1. (D) A formação de água a partir do hidrogénio, H2 (g), liberta calor.

4. A polimerização de derivados do eteno (etileno) origina compostos cujas estruturas contêm longas cadeias de polietileno, com substituintes ligados a ela. Um destes derivados origina o polipropileno, PP, polímero termoplástico utilizado em embalagens, tubos, etc A unidade estrutural do PP pode representar-se por:

4.1 Justifique a afirmação: «O polipropileno é um termoplástico.» Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

125

4.2 Escreva a fórmula química do monómero correspondente. 4.3 A massa molar média de um polipropileno com grau de polimerização igual a 5000 é… (A) 1,05 × 105 g molо1. (B) 2,10 × 105 g molо1. (C) 4,21 × 105 g molо1. (D) 5,25 × 105 g molо1. 4.4 Selecione a opção correta. (A) O polipropileno é um polímero de condensação. (B) O monómero do polipropileno é um composto orgânico com ligações carbono-carbono covalente simples. (C) A massa molar do polipropileno é um múltiplo da massa molecular de uma unidade estrutural. (D) As cadeias do polipropileno estão ligadas umas às outras por ligações fortes.

Grupo III 1. Considere os valores registados na tabela seguinte para o etano, C2H6 (g), e para o etanol, C2H5OH (Ɛ). Composto

Entalpia padrão de combustão, о1 'cH° / kJ mol

Etano

о1561

Etanol

о1367

1.1 Justifique a diferença existente entre os valores das entalpias padrão destes dois compostos. 1.2 Selecione a opção correta. (A) O ponto de ebulição do etanol é inferior ao ponto de ebulição do etano. (B) Entre as moléculas de etanol estabelecem-se ligações de hidrogénio. (C) O tipo de forças predominante entre as moléculas de etano é dipolo permanente-dipolo induzido. (D) As forças de dispersão de London são mais intensas no etano. 1.3 Para o ensaio de combustão do etanol, os alunos utilizaram 250,0 g de água e verificaram que a sua temperatura se elevou de 16,2 °C para 34,3 °C, até ao final do ensaio. Determine a massa de etanol consumido, considerando que todo o calor libertado na combustão é absorvido pela água. Apresente todas as etapas de resolução. Dados: M(C2H5OH) = 46,07 g molо1; cágua = 4,184 J gо1 °Cо1. 1.4 O composto CH3–O–CH3 é um isómero do etanol. Indique o nome deste composto, de acordo com a nomenclatura da IUPAC, assim como o tipo de isomeria existente entre estes dois compostos. 126

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Cotações Grupo I 1. 1.1 1.1.1 1.1.2 1.1.3

10 pontos 5 pontos 1.1.3.1 1.1.3.2 1.1.3.3

15 pontos 5 pontos 5 pontos

1.2 10 15 10 10

1.2.1 1.2.2 1.2.3 1.2.4

pontos pontos pontos pontos

2. 10 pontos 5 pontos 15 pontos

2.1 2.2 2.3

115 pontos Grupo II 1. 2.

5 pontos 2.1 2.2

10 pontos 5 pontos 5 pontos

4.1 4.2 4.3 4.4

10 5 5 5

3. 4.

pontos pontos pontos pontos 50 pontos

Grupo III 1. 10 pontos 5 pontos 20 pontos

1.1 1.2 1.3

35 pontos Total

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200 pontos

127

Matriz do Teste 6

Itens

Tabela Periódica Reações de oxidação-redução. Série eletroquímica

De seleção

Resposta curta

Resposta restrita

I

I I

1.1.2 (10)

1.1.1 (5)

1.2.1 (10)

35

1.2.2 (10)

I 2.2 (5)

Química dos compostos de carbono

I 4.1 (5)

I 2.3.1 (5)

I 2.1 (10) 2.3.4 (10)

I 2.3.2 (15) 2.3.3 (15)

I 1.2.3 (15) I 3.2.1 (10) 3.2.2 (15)

I 3.1 (5) II

Polímeros

60

5

Estado gasoso

I

4.2.1 (5)

4.2.3 (15)

4.2.2 (5) Atividade laboratorial

II

II

II

1.2 (5)

1.1 (10)

1.3 (10)

Total

30

60

95

128

Total

5

1.3 (5)

Reações ácido-base. Soluções aquosas de sais

Energia, calor e entalpia

Cálculo

15

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15

30

25

25 200

Teste 6 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ /____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Na figura seguinte estão representados dois copos de precipitação I e II que contêm, respetivamente, solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3 (aq), e solução aquosa de ácido nítrico, HNO3 (aq). Em ambos os copos foi mergulhado um fio de cobre metálico, Cu (s), e na tabela ao lado estão indicadas as cores das soluções aquosas de alguns iões.

Ião (aq)

Incolor

2+

Azul

Ag Cu

Cor

2+

NOି 3

Incolor

1.1 No copo I, observaram-se alterações resultantes da ocorrência de uma reação química. 1.1.1 Selecione a opção correta. (A) A solução permanece incolor e o fio de cobre fica recoberto por prata metálica. (B) A solução fica azul e o fio de cobre fica recoberto por prata metálica. (C) A solução permanece incolor e, junto ao fio de cobre, verifica-se a libertação de um gás. (D) A solução fica azul e o fio de cobre inalterado. 1.1.2 Escreva a equação química que traduz a reação que ocorre no copo I. 1.2 Em relação ao copo II, verifica-se a libertação de monóxido de nitrogénio, NO (g), de acordo com o seguinte esquema químico: 2+ Cu (s) + NOି 3 (aq) ื Cu (aq) + NO (g)

Dados: E°(Ag+/Ag) = +0,80 V; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V; Vm (20 °C, 1 atm) = 24,0 dm3 mol–1. 1.2.1 Acerte o esquema químico. 1.2.2 Identifique, justificando, as espécies redutora e oxidante. 1.2.3 Determine a quantidade, n, de eletrões transferidos na reação, sabendo que nela se libertam 7,5 × 10о1 dm3 de NO (g), à temperatura de 20 °C e à pressão de 1,0 atm.

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129

1.3 O elemento cobre que foi reagente nas reações que ocorreram nos copos I e II, tem número atómico 29 e a configuração eletrónica, no estado de energia mínima é [18Ar] 3d10 4s1. Selecione a opção correta. (A) Uma das orbitais 3d do átomo não excitado de cobre, está vazia. (B) A configuração eletrónica do ião Cu2+ é [18Ar] 3d8 4s1. (C) O cobre pertence ao bloco s da Tabela Periódica. (D) O átomo de cobre possui 18 eletrões no terceiro nível de energia.

2. À temperatura de 20 °C, prepararam-se duas soluções aquosas: x uma de ácido etanoico, CH3COOH (aq), com Ka = 1,8 × 10о5; x outra de ácido cianídrico, HCN (aq), com Ka = 6,17 × 10о10. 2.1 Pode determinar-se o valor do pH de qualquer uma destas soluções ácidas, com os dados de que se dispõe? Justifique. 2.2 Selecione a opção correta. (A) Kb(CH3COOо) < Kb(CNо). (B) Kb(CH3COOо) > Kb(CNо). (C) Duas soluções, uma de ácido cianídrico e outra de ácido etanoico com igual concentração, têm igual valor de pH. (D) De entre as soluções de ácido cianídrico e de ácido etanoico com igual concentração, a que tem maior valor de pH é a solução de ácido etanoico. 2.3 Considere uma solução ácida de ácido cianídrico, de pH igual a 5,0. Dado: Kb(NH3) = 1,8 × 10о5. 2.3.1 Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido cianídrico. 2.3.2 Determine a concentração inicial do ácido cianídrico, na solução preparada. 2.3.3 Calcule o grau de ionização, D, do ácido cianídrico. 2.3.4 Considere uma solução de cianeto de amónio, NH4CƐ (aq). Caracterize, justificando, o caráter ácido-base da solução do sal.

3. Considere as equações químicas I e II que traduzem, respetivamente, a combustão do propano e a síntese do amoníaco. I. C3H8 (g) + 5 O2 (g) ื 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) ; II. N2 (g) + 3 H2 (g) ื 2 NH3 (g) ; 3

'H° со2046 kJ

'H° со92,2 kJ

–1

Dado: Vm(PTN) = 22,4 dm mol .

130

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3.1 Com base nas equações termoquímicas, selecione a opção correta. (A) A entalpia padrão de formação de O2 (g), H2 (g) e N2 (g) é nula. (B) As reações I e II são endotérmicas. (C) A entalpia padrão de formação de NH3 (g) é igual a +46,1 kJ molо1. (D) A decomposição térmica de 2,0 mol de NH3 (g) liberta 92,2 kJ de energia. 3.2 Determine: 3.2.1 a entalpia padrão de combustão de 2,5 mol de propano; 3.2.2 a massa de vapor de água formado, nas condições PTN, na combustão de 11,2 dm3 de propano.

4. Os compostos de carbono são de extraordinária importância, sendo não só a base de todos os seres vivos como são imprescindíveis em muitos produtos. 4.1 Os compostos orgânicos podem ser agrupados de acordo com a sua estrutura e comportamento químico. Selecione a opção correta. (A) Os compostos CH3CHO e CH3CH2OH são álcoois. (B) O composto 4-metil-hex-2-ino é isómero de cadeia do composto cuja fórmula de estrutura é:

(C) Os seguintes compostos são isómeros de posição:

(D) Os isómeros são reconhecidos por possuírem o mesmo número de átomos de carbono. 4.2 Um polímero é um material cujas moléculas são constituídas por um elevado número de átomos, nomeadamente, de carbono, organizados segundo conjuntos que se repetem. O poliestireno obtém-se a partir da polimerização do estireno de fórmula:

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131

4.2.1 Indique o tipo de polimerização que está envolvida na formação do poliestireno. 4.2.2 Escreva a fórmula do monómero. 4.2.3 A massa molar média de um poliestireno é 120 kg molо1. Determine o grau de polimerização deste polímero (arredondado por defeito). Apresente todas as etapas de resolução.

Grupo II 1. Quando um composto com dois grupos funcionais amina rege, em determinadas condições, com um composto com dois grupos funcionais ácido carboxílico, forma-se um polímero genericamente conhecido por poliamida. O nylon 6,6 é uma poliamida. A equação química que traduz a síntese deste composto é:

1.1 Assinale nas fórmulas de estrutura os grupos funcionais presentes nos compostos orgânicos. 1.2 Selecione a opção correta. (A) A solução de ácido hexanodioico é menos densa que a solução de hexano-1,6-diamina. (B) O nylon forma-se na interface das duas camadas. (C) O ácido hexanodioico fica na parte superior do copo e o hexano-1,6-diamina fica na parte inferior. (D) A reação de síntese do nylon 6,6 é uma reação de adição.

1.3 O grau de polimerização de um nylon 6,6 é 1000. Determine a massa molar média deste nylon 6,6.

132

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Cotações Grupo I 1. 1.1 1.1.1 1.1.2

5 pontos 10 pontos

1.2.1 1.2.2 1.2.3

10 10 15 5

1.2

1.3

pontos pontos pontos pontos

2. 2.1 2.2 2.3

10 pontos 5 pontos 2.3.1 2.3.2 2.3.3 2.3.4

5 15 15 10

pontos pontos pontos pontos

3. 3.1 3.2

5 pontos 3.2.1 3.2.2

10 pontos 15 pontos

4. 4.1 4.2

5 pontos 4.2.1 4.2.2 4.2.3

5 pontos 5 pontos 15 pontos 175 pontos Grupo II

1. 10 pontos 5 pontos 10 pontos

1.1 1.2 1.3

25 pontos Total

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200 pontos

133

6 Apoio às Atividades Laboratoriais Na Unidade 1 estão previstas três Atividades Laboratoriais (de dois tempos cada) e uma Atividade de Projeto Laboratorial (que poderá ser trabalhada em quatro ou seis tempos letivos). Na Unidade 2 estão previstas três Atividades Laboratoriais (de dois tempos cada) e uma Atividade de Projeto Laboratorial (que poderá ser trabalhada em quatro ou seis tempos letivos). Na Unidade 3 está prevista uma Atividade Laboratorial (de dois tempos). Das duas Atividades de Projeto Laboratorial propostas, apenas uma é de cariz obrigatório. Em encontram-se vídeos de apoio à realização de todas as Atividades Laboratoriais e Atividades de Projeto Laboratorial. As Atividades Laboratoriais devem ser iniciadas com a clarificação dos objetivos, dos procedimentos (regras de segurança) e das reações químicas envolvidas.

AL 1 Um ciclo do cobre (CAL pp. 6-9) Esta Atividade Laboratorial corresponde à AL 1.2 do Programa.

Metas específicas Objetivo geral: Compreender como reciclar um metal usando processos químicos. 1. Interpretar e seguir um procedimento que, em condições de segurança, permita realizar uma sequência de reações envolvendo a utilização de cobre metálico e sua regeneração. 2. Identificar diferentes tipos de reações presentes num ciclo de cobre e traduzi-las por equações químicas. 3. Avaliar a qualidade da execução laboratorial através da determinação do rendimento do ciclo. 4. Identificar alguns problemas de poluição relacionados com a reciclagem do cobre neste processo.

Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se referindo que um conjunto de reações químicas sucessivas em que o produto final é igual ao reagente inicial, é denominado ciclo. Nesta atividade vai realizar-se um ciclo de cobre. Este ciclo tanto pode partir do cobre metálico como de um composto de cobre.

134

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Nesta atividade utiliza-se cobre metálico (por exemplo, placas e fios de cobre) e devem ser abordados: x os objetivos. x a análise das reações químicas envolvidas na atividade, nomeadamente: വ as reações de oxidação-redução, de ácido-base e de precipitação que ocorrem no ciclo do cobre; വ as reações em que o cobre funciona como redutor e aquelas em que funciona como oxidante; വ a elaboração de um diagrama em que figurem algumas das reações mais comuns do elemento cobre e dos seus compostos. x as regras de segurança: വ os reagentes, nomeadamente, HNO3 (aq), H2SO4 (aq) e NaOH (aq) são corrosivos. x as soluções com as concentrações indicadas devem ser previamente preparadas em quantidade suficiente para serem utilizadas por todos os grupos. x as amostras de cobre a utilizar devem ser de massa reduzida (aproximadamente de 0,30 g) para permitir a minimização dos riscos de segurança, pois quanto maior a massa da amostra, maior a quantidade de reagentes de risco que têm de se utilizar, aumentando o risco de poluição e onerando o processo.

Pode optar-se: x pelo mesmo tipo de amostra para todos os grupos; x ou por um tipo de amostra para metade dos grupos e outro tipo para os restantes.

No primeiro caso faz-se uma análise comparativa dos resultados de todos os grupos, retirando as respetivas conclusões, nomeadamente, os erros que possam ter sido cometidos durante o trabalho. No segundo caso faz-se a análise dos resultados de cada grupo e a comparação dos resultados obtidos nos grupos que utilizaram as placas e dos resultados obtidos pelos grupos que utilizaram os fios.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 1 1.1 Indica que a reação se processa em meio ácido. 1.2 Cálculo da variação de n.o.(N) na equação I. NOି 3 : x + 3 ;оϮͿсоϭ֞ x снϱ NO2: y нϮ;оϮͿсϬ֞ y снϰ 'Ŷ͘Ž͘;EͿсϰоϱ֞ 'Ŷ͘Ž͘;EͿсоϭ O ião NOି 3 é reduzido pois contém o elemento (N) cujo número de oxidação diminui.

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1.3 Cálculo de n.o.(N) na equação II. NOି 3 : x нϯ;оϮͿсоϭ֞ x снϱ NO: y оϮсϬ֞ y снϮ Na equação II a diminuição do n.o.(N) foi mais elevada, o que significa que o ião NOି 3 tem maior poder oxidante nesta reação. 1.4 Opção (A). 'n.o.(Cu) na equação química I é +2. 2.1 A e E. 2.2 D. 2.3 B. 3.1 Para libertar o cobre de impurezas. 3.2 O cobre não reage com o ácido clorídrico porque E0(H+) é menor que E0(Cu2+). 3.3 m;ĂŵŽƐƚƌĂͿсϬ͕ϱϬŐ m;ŝŵƉƵƌĞnjĂƐͿсϬ͕ϮϱпϬ͕ϱϬ֞ m;ŝŵƉƵƌĞnjĂƐͿсϬ͕ϭϮϱŐ m;ƵͿсϬ͕ϱϬоϬ͕ϭϮϱ֞ m;ƵͿсϬ͕ϯϳϱŐ M;ƵͿсϲϯ͕ϱϱŐŵŽůоϭ; n с

m M

Ϭ͕ϯϳϱ

ĺ n с

ϲϯ͕ϱϱ

֞ n сϱ͕ϵϬпϭϬоϯ mol Cu

n;ƵͿсn(Cu(NO3)2) ֞ n сϱ͕ϵϬпϭϬоϯ mol Cu(NO3)2 n(Cu(NO3)2Ϳсn(Cu(OH)2) ֞ n сϱ͕ϵϬпϭϬоϯ mol Cu(OH)2 M(Cu(OH)2Ϳсϵϳ͕ϱϳŐŵŽůоϭ; m = n п M ĺ m сϱ͕ϵϬпϭϬоϯ пϵϳ͕ϱϳ֞ m сϱ͕ϳϲпϭϬоϭ g Cu(OH)2 3.4.1 O zinco atua como redutor. m

Ϭ͕ϯϱ

M

ϳϵ͕ϱϱ

3.4.2 M;ƵKͿсϳϵ͕ϱϱŐŵŽůоϭ; n с ĺ n с

֞ n сϰ͕ϰϬпϭϬоϯ mol CuO

n;ƵKͿсn(CuSO4Ϳсn(Cu); n;ƵͿсϰ͕ϰϬпϭϬоϯ mol m = n п M ĺ m сϰ͕ϰϬпϭϬоϯ пϲϯ͕ϱϱ֞ m сϮ͕ϴϬпϭϬоϭ g Cu Ϯ͕ϴϬп 10ష1

ɻ с

Ϭ͕ϱϬ

пϭϬϬ֞ ɻ сϱϲй

APL 1 Construção de uma pilha com determinada diferença de potencial elétrico (CAL pp. 10-14) Metas específicas Objetivo geral: Conceber e fundamentar um percurso investigativo para dar resposta à questão problema: Como construir uma pilha com uma determinada diferença de potencial elétrico? 1. Apresentar e discutir o percurso investigativo concebido. 2. Executar o procedimento laboratorial proposto.

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3. Discutir os resultados obtidos com base nas hipóteses de trabalho. x Relacionar quantitativamente a força eletromotriz de uma célula eletroquímica, fora das condições padrão, com as concentrações dos reagentes e produtos e com a temperatura, usando a equação de Nernst. x Selecionar um par redox que permita construir uma pilha, com diferença de potencial elétrico pré-definida, a partir de potenciais-padrão de redução. x Ajustar a concentração das soluções usadas na construção da pilha para obter a diferença de potencial elétrico pré-definida, com base nas previsões fornecidas pela equação de Nernst. x Medir a diferença de potencial elétrico nos terminais da pilha construída e comparar o valor obtido com o valor previsto teoricamente, apontando causas de eventuais desfasamentos. x Relacionar o esgotamento de uma pilha com o estado de equilíbrio do sistema.

Sugestões metodológicas Caso o professor decida realizar esta APL, poderá começar pela revisão teórica do funcionamento de uma pilha eletroquímica, previamente tratada nas aulas teóricas. Dado que a equação de Nernst é necessária para a determinação da força eletromotriz da pilha, o professor deve apresentar esta equação, explicando o significado das grandezas envolvidas. Os alunos devem chegar à conclusão da necessidade de escolher dois elétrodos de metais diferentes, dos sais desses metais, de uma ponte salina, de fios de ligação, de um galvanómetro e de um interruptor. As concentrações das soluções eletrolíticas onde se mergulham as placas metálicas (elétrodos) devem ser adequadas à diferença de potencial pretendida (a partir da consulta da tabela dos potenciais padrão de redução). Por uma questão de maior rentabilidade da aula, propõe-se que as soluções eletrolíticas e a solução da ponte salina sejam previamente preparadas pelo professor.

Resolução das questões teórico-práticas da APL 1 1. Consideremos a solução de sulfato de cobre(II) penta-hidratado, CuSO4͘ϱ,2O (aq), com a concentração de 1,0 mol dmо3. O material necessário para preparar esta solução e para as restantes é: balança analítica, espátula, 6 copos de precipitação, vareta de vidro, funil, 6 balões volumétricos de 100 mL de capacidade, esguicho de água desionizada, pipeta e pompete. M(CuSO4͘ϱ,2KͿсϮϰϵ͕ϳϬŐŵŽůо1 Para preparar 1ϬϬŵ>ĚĞƐŽůƵĕĆŽĚĞĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽϬ͕ϱŵŽůĚŵоϯ: n сc п V ĺ n сϬ͕ϱпϬ͕ϭϬϬ֞ n сϱпϭϬоϮ mol CuSO4͘ϱ,2O m = n п M ĺ m сϱпϭϬоϮ пϮϰϵ͕ϳϬ֞ m сϭϮ͕ϰϴŐƵ^K4͘ϱ,2O

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Pesam-ƐĞ ϭϮ͕ϰϴ Ő ĚĞ Ƶ^K4͘ϱ,2O num copo de precipitação, adiciona-se água desionizada e agita-se com a vareta. Transvasa-se de seguida para o balão volumétrico com o auxílio da vareta e do funil. Adiciona-se água até dissolver todo o soluto. O modo de proceder para as outras soluções é idêntico. Solução

Concentração / оϯ mol dm

Sólido a pesar

Ϭ͕ϱ CuSO4

ZnSO4

Massa de sólido / g ϭϮ͕ϰϴ

CuSO4͘ϱ,2O

1,0

Ϯϰ͕ϵϳ

ϭ͕ϱ

ϯϳ͕ϰϲ

Ϭ͕ϱ

ϴ͕Ϭϳ

1,0

ZnSO4

16,14 ϯϮ͕Ϯϵ

2,0

2.1

2.2.1 Zn (s) | Zn2+ (aq) (1,0 mol dmоϯ) || Cu2+ (aq) (1,0 mol dmоϯ) | Cu (s) 2.2.2 Cátodo: barra de cobre; ânodo: barra de zinco. Os eletrões fluem do ânodo para o cátodo. 2.2.3 A ponte salina fecha o circuito e mantém a neutralidade das soluções. Os catiões (K+) do sal da ponte salina movem-se para o lado da solução de sulfato de cobre, onde há excesso de carga ି negativa (SO2ି 4 ). Os aniões (NO3 ) da ponte salina movem-se para o lado da solução de sulfato de zinco onde há excesso de carga positiva (Zn2+). 2.2.4 A oxidação ocorre no elétrodo de zinco (ânodo): Zn (s) ĺ Zn2+ (aq) + 2 eо 2.2.5 Semiequação de oxidação: Zn (s) ĺ Zn2+ (aq) + 2 eо Semiequação de redução: Cu2+ (aq) + 2 eо ĺ Cu (s) 2.2.6 O metal com maior poder redutor é o zinco porque sofre oxidação. O zinco é o ânodo da pilha. 2.3 E0pilha сE0 ;ĐĄƚŽĚŽͿоE0 (ânodo) ĺ E0pilha сϬ͕ϯϰо;оϬ͕ϳϲͿ֞ E0pilha снϭ͕ϭϬs Ϭ͕Ϭϱϵ

Epilha сE0pilha о

n

Ϭ͕Ϭϱϵ

log Q ĺ Epilha сE0pilha о

2

log

2,0 ϭ͕ϱ

ĺ Epilha сϭ͕ϭϬоϬ͕ϬϬϯϳ֞ Epilha сϭ͕Ϭϵϲϯs

sĂůŽƌůŝĚŽŶŽǀŽůƚşŵĞƚƌŽсϭ͕ϬϵϲϯпϬ͕ϴϬ֞ sĂůŽƌůŝĚŽŶŽǀŽůƚşŵĞƚƌŽсϬ͕ϴϴs 2.4 O uso destas concentrações conduz ao gasto excessivo de reagentes. O recurso a soluções de concentração dez vezes mais diluídas traduzir-se-ŝĂŶĂƉŽƵƉĂŶĕĂĚĞϵϬйĚŽƐƌĞĂŐĞŶƚĞƐŐĂƐƚŽƐ͘

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AL 2 A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos (CAL pp. 15-21) ƐƚĂĂƚŝǀŝĚĂĚĞĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞă>ϭ͘ϱĚŽWƌŽŐƌĂŵĂ͘

Metas específicas Objetivo geral: Determinar a concentração de uma solução corada pela intensidade da sua cor, utilizando um espetrofotómetro. 1. Aplicar a Lei de Lambert-Beer para determinar a concentração de um ião metálico. 2. Traçar uma curva de calibração (absorvência em função da concentração). 3. Determinar a concentração da solução problema a partir da curva de calibração. 4. sĞƌŝĨŝĐĂƌ ĚĞƐǀŝŽƐ ă ƉƌŽƉŽƌĐŝŽŶĂůŝĚĂĚĞ ĚĞƐĐƌŝƚĂ ƉĞůĂ >Ğŝ ĚĞ >ĂŵďĞƌƚ-Beer para soluções muito concentradas. 5. Identificar e avaliar erros associados a determinações colorimétricas.

Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se com uma pequena introdução teórica sobre a cor. A cor de uma substância corresponde às radiações não absorvidas, ou seja, às radiações refletidas ou transmitidas por essa substância, quando iluminada, por exemplo, pela luz do Sol (luz branca). Por exemplo, uma substância de cor azul, quando iluminada com luz branca absorve todas as cores do espetro solar, exceto o azul. O estudo quantitativo da radiação absorvida por determinada solução permite determinar a concentração dessa solução. A intensidade da luz absorvida por uma solução é tanto maior quanto maior o número de moléculas presentes no trajeto da luz. O professor deverá apresentar a equação que traduz a Lei de Lambert-Beer, indicando o significado físico das respetivas grandezas. Em seguida, deverá explicar aos alunos o modo de funcionamento do espetrofotómetro. De acordo com o protocolo experimental proposto, o professor deverá preparar antecipadamente o material necessário à realização desta atividade.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 2 1.1 O ião apresenta-se na forma de um ião complexo corado: [Fe(SCN)n]ϯоn. 1.2 Porque as soluções que contêm iões Fe3+ não são coradas. Ao adicionar solução de tiocianato de potássio, forma-se o ião complexo [Fe(SCN)]2+, de cor vermelho-sangue. 1.3 Fe3+ (aq) + KSCN (aq) ĺ [Fe(SCN)]2+ (aq) + K+ (aq)

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1.4 A adição de H2O2 (aq) e de H2SO4 (aq) é para garantir que todo o ferro presente na solução esteja na forma oxidada. Assim: 2 Fe2+ (aq) + H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) ֖ 2 Fe3+ (aq) + 2 H2O (Ɛ) 1.5 Preparam-se várias soluções de concentração conhecida e colocam-se, sucessivamente, no espetrofotómetro para determinar a absorvância, A, de cada solução. Em seguida, constrói-se um gráfico de absorvância, A, em função da concentração das soluções. 2.1 A: radiação verde; B: radiação vermelha; C: radiação azul. 2.2 B: preta; C: vermelha. 2.3.1 ɸсϮϮϬŵŽůоϭ m3 cmоϭ сϮ͕ϮпϭϬ3 dm2 molоϭ A сɸƐ c ĺ ϭ͕ϰсϮ͕ϮпϭϬ3 пϮ͕ϱпϭϬоϯ пƐ ֞ Ɛ сϬ͕ϮϱĚŵсϮ͕ϱĐŵ I

I

I0

I

I

I

2.3.2 A сůŽŐ 0 ĺ ϭ͕ϰсůŽŐ 0 ĺ Como

1 Ϯϱ

I

сϭϬ1,4 ĺ 0 сϮϱ֞ I0 сϮϱI I

пϭϬϬсϰй͕ƉŽĚĞĚŝnjĞƌ-ƐĞƋƵĞϰйĚĂƌĂĚŝĂĕĆŽĠĂďƐŽƌǀŝĚĂ͘

2.3.3 Opção (B). A absorvância, A, e a concentração, c, são grandezas diretamente proporcionais. Se a nova absorvância é metade da inicial, a nova concentração será metade da concentração inicial. 2.3.4 ŶŽǀĂƐŽůƵĕĆŽƚĞƌŝĂĂĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽĚĞϯ͕ϯпϭϬоϯ mol dmоϯ: Ϯ͕ϱп10ష3 Ϭ͕ϳϱ

c’ с

֞ c’ сϯ͕ϯпϭϬоϯ mol dmоϯ

Como a concentração aumenta cerca de 1,3 vezes, a absorvância seƌŝĂϭ͕ϰпϭ͕ϯŽƵƐĞũĂ͕ϭ͕ϴ͘ 3.1 É um ião complexo porque é uma espécie que contém um ião de metal (Cr2+) ligado através de ligações covalentes a seis moléculas de água. 3.2 Ião central: Cr2+. Ligando: H2O. 3.3 Ligação covalente coordenada, ou dativa, em que ambos os eletrões do par ligante provêm de um único átomo. 3.4 Solução de [Cr(H2O)6]2+ (aq) – radiação absorvida: alaranjado. Solução de Cr3+ (aq) – radiação absorvida: vermelho escuro. 3.5.1

I

I

I0

I

I

100

3.5.2 Opção (D). A сůŽŐ 0 ĺ 102,0 с 0 ĺ I с

140

пϭϬϬ֞ I сϭ͕Ϭй

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AL 3 Funcionamento de um sistema tampão (CAL pp. 22-27) Esta atividade corresponde à AL 1.6 do Programa.

Metas específicas Objetivo geral: Determinar experimentalmente o efeito de um sistema tampão. 1. Realizar uma titulação potenciométrica de um ácido forte-base fraca e traçar a respetiva curva de titulação. 2. Identificar zonas tampão e pontos de equivalência. 3. Explicar a existência das zonas tampão na titulação. 4. Identificar os pares de espécies químicas responsáveis pelo efeito tampão.

Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se com a definição de solução tampão. Referir a vantagem de utilizar a titulação ácido-base potenciométrica face a uma titulação ácido-base com indicadores, como foi realizada no 11.o ano. Devem ser analisados os gráficos que traduzem curvas de titulação ácido-base de diferentes soluções e identificadas as zonas tampão. De acordo com o protocolo experimental proposto, o professor deverá preparar antecipadamente o material necessário à realização desta atividade.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 3 1.1 Titulante: HCƐ (aq) (ácido forte). Titulado: solução que contém o ião carbonato, CO2ି 3 (base fraca). 1.2 Quando se começa a adicionar HCƐ (aq) à solução de carbonato de sódio, Na2CO3, os iões H+ (aq) ି reagem com os iões CO2ି 3 , até que estes se consumam completamente originando iões HCO3 , de acordo com as equações químicas: HCƐ (aq) + H2O (Ɛ) ĺ H3O+ (aq) + CƐо (aq) –

H3O+ (aq) + CO2ି 3 (aq) ֖ HCO3 (aq) + H2O (Ɛ) 1.3 Opção (C). 1.4 Existem dois pontos de equivalência. o o 2ି 2.1 Até atingir o 1.o ponto de equivalência: HCOି 3 /CO3 . Entre o 1. e o 2. ponto de equivalência: H2CO3/HCOି 3.

2.2 n сc п V ĺ n сϱ͕ϬϬпϭϬоϯ пϮϱ͕ϬпϭϬоϯ ֞ n сϭ͕ϮϱпϭϬоϰ mol Na2CO3 M(Na2CO3ͿсϭϬϱ͕ϵϵŐŵŽůоϭ; m = n п M ĺ m = ϭ͕ϮϱпϭϬоϰ пϭϬϱ͕ϵϵ֞ m = ϭ͕ϯϮпϭϬоϮ g Na2CO3

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о3 о3 2.3 cNa2CO3 с΀CO2ି 3 ΁сϱ͕ϬпϭϬ mol dm о4 Kb(CO2ି 3 ͿсϮ͕ϭпϭϬ о ି CO2ି 3 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCO3 (aq) + OH (aq)

Kb с

x2 ൣCO2ష 3 ൧

ĺ Ϯ͕ϭпϭϬо4 с

x2 ϱ͕Ϭп 10ష3

ĺ x2 сϭ͕ϬϱпϭϬо6 ֞ x сϭ͕ϬϮпϭϬо3 mol dmо3

[OHо΁сϭ͕ϬϮп10о3 mol dmо3 ƉK,соůŽŐ;ϭ͕ϬϮпϭϬо3) ֞ ƉK,сϮ͕ϵϵ Ɖ,сϭϰ– Ϯ͕ϵϵ֞ Ɖ,сϭϭ͕Ϭϭ 2.4 Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) No ponto B a concentração do ião hidrogenocarbonato é inferior à concentração inicial do ião carbonato. (C) As duas zonas em que se verifica o efeito tampão estão representados pelas letras A e D. (D) No ponto de equivalência B a concentração em iões OHо é superior à concentração em iões H3O+. No ponto de equivalência E a concentração em iões OHо é inferior à concentração em iões H3O+. 3. Porque no sangue existem soluções tampão.

AL 4 Destilação fracionada de uma mistura de três componentes (CAL pp. 28-33) Esta atividade corresponde à AL 2.1 do Programa.

Metas específicas Objetivo geral: Compreender porque é possível obter do petróleo frações distintas, realizando uma destilação fracionada. 1. Realizar uma destilação fracionada de uma mistura de composição desconhecida com três componentes. 2. Elaborar um gráfico da temperatura em função do volume de destilado para a destilação realizada. 3. Interpretar o gráfico obtido na destilação fracionada, identificando os componentes da mistura através de consulta de tabelas de pontos de ebulição. 4. Justificar o recurso à destilação fracionada para obter frações distintas do petróleo.

Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se com uma pequena introdução teórica sobre a destilação fracionada. Propõe-se que a montagem do material para a realização da destilação fracionada seja feita antecipadamente pelo professor. Antes da realização do trabalho pelos alunos, o professor poderá efetuar uma demonstração do procedimento técnico, alertando-os para os cuidados a ter com o manuseamento do material e com as diferentes fases da destilação fracionada. 142

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Resolução das questões teórico-práticas da AL 4 1. a – ϳ͖ď– 2; c – 3; d – ϴ͖Ğ– 6. 2.1 A – inflamável; B – irritante; C – tóxico. 2.2 Bata, óculos de proteção, luvas de borracha e máscara. 3. Opção (B). Corresponde a uma mistura de 3 componentes miscíveis com 3 pontos de ebulição diferentes. O primeiro valor da temperatura registado no gráfico corresponde ao ponto de ebulição do componente mais volátil. Enquanto ocorre a condensação de um componente, a ƚĞŵƉĞƌĂƚƵƌĂ ŶĆŽ ǀĂƌŝĂ͘ sĞƌŝĨŝĐĂ-se um aumento das temperaturas do componente mais volátil para o componente menos volátil. 4. sĞƌĚĂĚĞŝƌĂƐ͗(A); (D); (E); (F); (G). Falsas: (B); (C); (H). Correção das falsas: (B) O dispositivo resepresentado no esquema da montagem laboratorial com a letra e serve para aumentar a superfície de contacto com a fase vapor. (C) A primeira fração a ser recolhida, nesta experiência, corresponde ao metanol, de menor ponto de ebulição. (H) Determina-se o ponto de ebulição dos diferentes componentes de uma mistura homogénea, em que os pontos de ebulição são diferentes. Os valores das densidades relativas são muito próximos e não servem para identificar os diferentes componentes. 5. Opção (A). 6.1 Butan-1-ol, 2-metilpropan-1-ol e 2-metilpropan-2-ol. 6.2 Éter dietílico ou éter (metil)etilmetílico (1-metoxipropano).

(2-metoxipropano)

ou éter

metilpropílico

AL 5 Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCƐ (aq) (CAL pp. 34-38) Esta atividade corresponde à AL 2.3 do Programa.

Metas específicas Objetivo geral: Determinar a variação de entalpia na reação de neutralização de soluções aquosas de hidróxido de sódio e de ácido clorídrico. 1. Realizar uma titulação termométrica. 2. Elaborar o gráfico de temperatura em função do volume de titulante adicionado. 3. Identificar o ponto de equivalência e associá-lo à temperatura mais elevada registada no decorrer da titulação. 4. Determinar a entalpia de neutralização. 5. Determinar o erro percentual.

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Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se com uma pequena introdução teórica sobre uma reação de neutralização termométrica. O professor deverá referir aos alunos que o sistema, embora na prática não seja isolado, se considera como tal para a determinação da entalpia de neutralização. De acordo com o protocolo experimental proposto, o professor deverá preparar antecipadamente o material necessário à realização da atividade. Propõe-se que a montagem do material para a realização desta atividade seja feita pelo professor, ou pelos alunos com a ajuda do professor.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 5 1. a – 6; b – 2; c – 1; d – 3; e – 4.

2.1 Opção (B). Vmistura сϬ͕ϭϬϬϬ>;EĂK,;ĂƋͿͿнϬ͕ϭϬϬϬ>;,Ɛ (aq)) ֞ Vmistura сϬ͕ϮϬϬϬ> n сc п V ĺ n сϭ͕ϬпϬ͕ϭϬϬϬ֞ n сϬ͕ϭϬŵŽůEĂ+ [Na+΁с

nNa+

Vmistura

ĺ [Na+΁с

0,10 0,2000

֞ [Na+΁сϬ͕ϱϬŵŽůĚŵо3

As outras são incorretas porque: (A) A solução que se adiciona é o titulante. (C) O caráter químico da mistura, no ponto de equivalência, é neutro. (D) A temperatura aumenta mas o pH diminui. 2.2 Opção (B). 2.3 m сU пV ĺ m сϭ͕ϬϭϴпϮϬϬ͕Ϭ֞ m сϮϬϯ͕ϲŐ 'T сϯϬ͕ϮоϮϯ͕ϱ֞ 'T сϲ͕ϳΣ Q сm пc п'T ĺ Q сϮϬϯ͕ϲпϰ͕Ϭϱпϲ͕ϳ֞ Q сϱ͕ϱϮп 103 J ou Q сϱ͕ϱϮŬ:

AL 6 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois (CAL pp. 39-42) ƐƚĂĂƚŝǀŝĚĂĚĞĐŽƌƌĞƐƉŽŶĚĞă>Ϯ͘ϱĚŽWƌŽŐƌĂŵĂ͘

Metas específicas Objetivo geral: Investigar a influência da posição do grupo OH e do comprimento da cadeia carbonada de álcoois na energia libertada durante a combustão. 1. Calcular a variação de entalpia de combustão para cada um dos álcoois. 2. Traçar e interpretar o gráfico da variação de entalpia de combustão em função do número de átomos de carbono dos álcoois.

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3. Identificar erros que possam ter afetado as medições efetuadas. 4. Concluir qual é a relação entre a variação de entalpia de combustão e a estrutura dos álcoois (comprimento da cadeia carbonada e a posição do grupo OH).

Sugestões metodológicas A aula pode iniciar-se com uma pequena introdução teórica sobre as variáveis que influenciam o poder energético dos álcoois. O professor deverá referir aos alunos que, como sucede ŶĂ > ϱ͕ Ž ƐŝƐƚĞŵĂ ŶĆŽ Ġ ƚŽƚĂůŵĞŶƚĞ isolado. Considera-se, no entanto, como sendo isolado. Também, tal como em trabalhos anteriores, o professor deverá efetuar ou ajudar os alunos a efetuar a montagem do material. Os alunos no final desta atividade devem comparar os valores obtidos com os dos outros grupos e com valores tabelados e daí retirar conclusões.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 6 1. a – ϳ͖ď– 2; c – 1; d – 3; e – 4. 2. X: evitar o contacto com a pele, os olhos e os órgãos respiratórios. Y: manter afastado das chamas. 3. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) O hidrogénio, H2, não é o combustível utilizado. (C) Com base nas informações apresentadas, nada se pode concluir acerca do isómero butan-2-ol. (D) Em valor absoluto, a entalpia de combustão de um álcool aumenta quando o número de átomos de carbono por molécula aumenta. 4. Y сϭϳ͕ϳоϮ͕ϱϱпϱ֞ Y сϰ͕ϵϱŐĚĞƉĞŶƚĂŶ-1-ol consumido Z сϰϱϲϳ– Ϯϰϵ͕ϭпϰ͕ϵϱ֞ Z сϯϯϯϰŬ:ŵŽůо1 Como Z é correspondente a 'cH0, 'cH0 соϯϯϯϰŬ:ŵŽůо1 (este valor é negativo porque a reação é exotérmica).

APL 2 Produção de um biodiesel a partir de óleos alimentares queimados (CAL pp. 43-46)

Metas específicas Objetivo geral: Conceber e fundamentar um percurso investigativo para dar resposta à questão problema: Como produzir um biodiesel a partir de óleos alimentares queimados? 1. Apresentar e discutir o percurso investigativo concebido. 2. Executar o procedimento laboratorial proposto.

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3. Discutir os resultados obtidos com base nas hipóteses de trabalho. x Justificar a necessidade de produção de combustíveis alternativos pela reciclagem de materiais orgânicos como, por exemplo, óleos alimentares. x Elaborar um diagrama sequencial das operações a realizar durante a produção de biodiesel. x Identificar as principais reações químicas envolvidas na produção do biodiesel.

Sugestões metodológicas Caso o professor decida realizar esta APL, deverá explicar aos alunos alguns conceitos, tais como: x ácidos orgânicos gordos; x lípidos e glicéridos; x reações de esterificação e transesterificação. O professor deverá discutir com os alunos acerca das vantagens de obtenção do biodiesel a partir de óleos alimentares queimados.

Resolução das questões teórico-práticas da APL 2 1. A partir da reação entre um ácido carboxílico gordo e o propanotriol (glicerol). As gorduras são ésteres. 2. Glicéridos (triglicéridos, porque provêm do propanotriol). 3.1

m

ϱϬϬϬ

M

Ϯϱϲ͕ϰϮ

3.2 M(CϭϱH31KK,ͿсϮϱϲ͕ϰϮŐŵŽůо1; n с ĺ n с ϭϵ͕ϱϬŵŽůĄĐŝĚŽ

3 mol ácido 1 mol glicerol

с

n

֞ n сϭϵ͕ϱϬŵŽůϭϱH31COOH

֞ n сϲ͕ϱϬϬŵŽůĚĞŐůŝĐĞƌŽů

3.3.1 Opção (B). Apresenta número par de átomos de carbono e não tem ramificações. m

4000

M

ϴϬϳ͕Ϯϵ

3.3.2 M(CϱϭHϵϴO6ͿсϴϬϳ͕ϮϵŐŵŽůоϭ; n с ĺ n с ϰ͕ϵϱϱ

ɻ с

ϲ͕ϱϬ

֞ n сϰ͕ϵϱϱŵŽůϱϭHϵϴO6

пϭϬϬ֞ ɻ сϳϲ͕Ϯй

3.4.1 CH3OH (aq) + NaOH (aq) ĺ NaCH3O (aq) + H2O (Ɛ) 3.4.2 A substância que reage com o óleo de palma é o metóxido de sódio, NaCH3O. n;ſůĞŽͿс

4000

ϴϬϳ͕Ϯϵ

1 mol óleo 3 mol NaCH3 O

146

֞ n;ſůĞŽͿсϰ͕ϵϱϱŵŽů

ϰ͕ϵϱϱŵŽůſůĞŽ

с

x

֞ x сϭϰ͕ϴϲŵŽůEĂ,3O

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AL 7 Síntese de um polímero (CAL pp. 47-48) Esta atividade corresponde à AL 3.6 do Programa.

Metas específicas Objetivo geral: Sintetizar um polímero de condensação. 1. Identificar os monómeros na reação de síntese e o motivo do polímero. 2. Escrever a equação química que traduz a reação de síntese a partir das fórmulas químicas dos monómeros. 3. Interpretar e realizar um procedimento que permita sintetizar um polímero por condensação. 4. Explicar o processo de polimerização e avaliar a biodegradabilidade do polímero obtido.

Sugestões metodológicas O professor poderá iniciar a aula com uma pequena introdução teórica sobre: x o conceito de reação de síntese; x monoácidos e diácidos carboxílicos; x a noção de diamina; x a escrita da reação química que traduz a síntese do polímero nylon 6,6; x a identificação das funções orgânicas, nos reagentes e produtos de reação; x a distinção entre monómero e unidade estrutural (motivo). O professor deverá chamar a atenção dos alunos que o produto de reação (nylon 6,6) se forma na interface da mistura heterogénea, com duas fases líquidas. De acordo com o protocolo experimental, o professor deverá preparar previamente o material necessário.

Resolução das questões teórico-práticas da AL 7 1. Obtém-se uma mistura constituída por dois líquidos imiscíveis. O nylon 6,6 forma-se na interface dos dois líquidos. 2. A hexano-1,6-diamina encontra-se no topo, sobre o cloreto de hexanodioílo. 3. Opção (D). O nylon 6,6 é um homopolímero de condensação. 4. M;ƵŶŝĚĂĚĞĞƐƚƌƵƚƵƌĂůͿсϮϮϲ͕ϯϮŐŵŽůоϭ 'ƌĂƵĚĞƉŽůŝŵĞƌŝnjĂĕĆŽс

Massa molar média

Massa molar da unidade estrutural

ϭ͕ϰϱп104

ĺ 'ƌĂƵĚĞƉŽůŝŵĞƌŝnjĂĕĆŽс

226,32

֞

֞ 'ƌĂƵĚĞƉŽůŝŵĞƌŝnjĂĕĆŽсϲϰ

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147

Questões de aula – AL 1 Um ciclo do cobre Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Nesta Atividade Laboratorial realiza-se um conjunto de reações químicas sucessivas, em que o produto final é igual ao reagente inicial. 1. Selecione a opção correta. (A) Nas reações químicas envolvidas nesta Atividade, não existe perigo para o ambiente. (B) Se a amostra de cobre contiver impurezas inertes aos reagentes, a quantidade de gás libertado é maior. (C) Quanto maior a massa da amostra, maior o é o volume de gás libertado. (D) Uma das vantagens desta Atividade Laboratorial é poder ser realizada na sala de aula. 2. Selecione, de entre os símbolos de segurança que se seguem, os que se encontram nos rótulos dos reagentes utilizados nesta Atividade. A

B

C

D

E

3. O objetivo desta Atividade é reciclar o cobre, usando processos químicos. Com base no conceito de reciclagem selecione a opção correta. (A) Os metais só podem ser reciclados uma vez. (B) Os metais podem ser reciclados várias vezes. (C) Durante a reciclagem do metal, a estrutura metálica degrada-se, não permitindo a sua reutilização como matéria-prima. (D) A reciclagem não evita a diminuição dos recursos minerais. 4. O ciclo do cobre, nesta Atividade Laboratorial, inicia-se com a reação química traduzida pela equação química seguinte: Cu (s) + 4 HNO3 (aq) ื Cu(NO3)2 (aq) + 2 H2O (Ɛ) + 2 NO2 (g) Considere que, nesta Atividade, a amostra de cobre metálico, Cu (s), utilizada tem a massa de Ϭ͕ϮϱŐ͘ A massa de nitrato de cobre que se ŽďƚĞǀĞĨŽŝĚĞϬ͕ϲϱŐ͘ 4.1 Determine o rendimento da reação. 4.2 A percentagem de impurezas na amostra de cobre metálico é… (A) ϰй.

(B) ϲй.

(C) ϭϬй.

(D) ϭϮй.

4.3 Calcule o volume da solução de HNO3 consumido, sabendo que a concentração do ácido é de 16,0 mol dm–3 e que as impurezas são inertes. 148

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Questões de aula – AL 2 A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Considere um tubo de ensaio com uma solução aquosa que contém o ião [Ti(H2O)6]3+. A ĐŽŶĐĞŶƚƌĂĕĆŽĚŽŝĆŽ͕ŶĞƐƚĂƐŽůƵĕĆŽĠϮ͕ϱп 10о2 mol dmо3. Na figura seguinte encontra-se o gráfico de absorvância em função do comprimento de onda para este ião.

1. Indique a cor que a solução de [Ti(H2O)6]3+ apresenta, quando iluminada por luz branca.

2. A relação entre a intensidade da radiação transmitida e a intensidade da radiação incidente, no máximo da absorvância é… (A) ϱϬй. (B) ϲϯй. (C) ϳϬй. (D) ϴϮй.

3. Quando o máximo da absorvância é 1,4, determine a concentração da solução preparada com um sal do referido ião.

4. Determine a absorvância molar específica quando a célula do espetrofotómetro tem 1,0 cm de espessura.

5. Se se diluir a solução inicial, o que acontece ao valor da absorvância?

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149

Questões de aula – AL 3 Funcionamento de um sistema tampão Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ As soluções tampão são soluções cujo pH praticamente não varia quando se lhe adicionam pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.

Nesta Atividade Laboratorial, procedeu-se à titulação de uma solução aquosa de carbonato de sódio, Na2CO3 (aq), com uma solução de ácido clorídrico, HCƐ (aq).

1. Escreva as equações que traduzem as reações que ocorrem durante esta titulação.

2. Os pares conjugados ácido-base durante a titulação são… ି ି (A) CO2ି 3 /HCO3 e HCO3 /H2CO3.

(B) H3O+/H2O e HCOି 3 /H2CO3. 2ି ି (C) HCOି 3 /CO3 e H2CO3/HCO3 . ି (D) H2O/H3O+ e CO2ି 3 /HCO3 .

3. De entre as curvas de A a D, selecione a que corresponde à titulação referida.

4. Porque se utiliza o ácido clorídrico como titulante? Justifique. 5. Mostre que o ião HCOି 3 em determinadas condições apresenta caráter químico ácido e noutras apresenta caráter químico básico.

150

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Questões de aula – AL 4 Destilação fracionada de uma mistura de três componentes Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Nesta Atividade Laboratorial fez-se a destilação fracionada de uma mistura de água, acetona e etanol.

A nível industrial esta técnica é utilizada para separar os diferentes constituintes do crude, ou petróleo bruto.

Em relação à mistura conhecida por crude, responda às seguintes questões.

1. Selecione a opção correta. (A) Uma fração corresponde a um componente com determinado ponto de ebulição. (B) Uma fração corresponde a uma mistura de hidrocarbonetos cujo ponto de ebulição se encontra num determinado intervalo de temperatura. (C) Quanto maior a cadeia carbonada dos hidrocarbonetos constituintes de uma fração, menos elevada é a temperatura de ebulição. (D) As primeiras frações obtidas correspondem a intervalos de temperaturas de ebulição mais elevados.

2. Selecione a opção correta. (A) Numa coluna de fracionamento os pratos de recolha das diferentes frações estão ordenados por valores de temperatura. (B) O grau de pureza das frações obtidas é independente da altura da coluna de fracionamento. (C) Enquanto ocorre a condensação de um componente, a temperatura decresce. (D) No alcatrão existem hidrocarbonetos voláteis.

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Questões de aula – >ϱ Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCƐ (aq) Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ A figura ao lado representa, esquematicamente, a montagem de uma titulação ácido-base termométrica.

Antes de iniciar a titulação colocaram-se no copo no interior do ĐĂůŽƌşŵĞƚƌŽ͕ ϳϱ͕Ϭ ŵ> ĚĞ ĄĐŝĚŽ ĐůŽƌşĚƌŝĐŽ͕ ,Ɛ (aq), e na bureta uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq), de concentração 2,0 п 10о1 mol dmо3. Durante a titulação, os alunos foram anotando os diferentes valores de temperatura medindo, em simultâneo, o volume de titulante gasto. Com estes valores, obtiveram um gráfico idêntico ao seguinte.

1. Escreva a equação química que traduz a reação de neutralização. 2. Indique, justificando, se a reação é exotérmica ou endotérmica. 3. A que temperatura se atinge o ponto de equivalência? 4. De entre os gráficos seguintes, selecione o que corresponde à reação de titulação desta reação

de neutralização.

5. A massa volúmica, U, da mistura no ponto de equivalência é aproximadamente igual a 1,20 g cm о1

о3

о1

e a capacidade térmica mássica desta mistura considera-se igual a 4,04 J g ΣC . Determine a entalpia de neutralização desta reação, considerando que esta se processa em sistema isolado.

152

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Questões de aula – AL 6 Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Usando uma montagem idêntica à da figura, procedeu-se ao aquecimento, durante um determinado intervalo de tempo, de 100,0 g de água. Utilizou-se como combustível, numa lamparina, o propan-1-ol. Passado esse intervalo de tempo, a água sofreu um aumento de temperatura de 4,0 ΣC. Dados: cágua сϰ͕ϭϴϰ:Őо1 ΣCо1; M(C3HϴKͿсϲϬ͕ϬϵŐŵŽůо1; 'cHΣ;ŵĞƚĂŶŽůͿсоϳϮϲŬ:ŵŽůо1; 'cHΣ;ƉƌŽƉĂŶ-1-ŽůͿсоϮϬϮϭŬ:ŵŽůо1; 'cHΣ(propan-2-ŽůͿсоϮϬϬϲŬ:ŵŽůо1.

1. Determine a massa de propan-1-ol consumido.

2. Considere uma nova experiência em que se sujeita a mesma massa de água a um aquecimento, num intervalo de tempo igual, e que a elevação de temperatura que essa massa de água sofreu foi também de 4,0 ΣC. Selecione a opção correta. (A) A quantidade de calor absorvida pela água depende do combustível utilizado. (B) A quantidade de calor absorvida pela água é independente do combustível utilizado. (C) Se se utilizar, neste aquecimento, metanol, a massa do combustível consumido é inferior à massa de propan-1-ol consumido na experiência anterior. (D) Se se utilizar, neste aquecimento, propan-2-ol, a massa do combustível consumido é igual à massa de propan-1-ol consumido na experiência anterior, porque estes dois compostos têm igual massa molar.

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Questões de aula – >ϳ Síntese de um polímero Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ /____ Nesta Atividade Laboratorial procedeu-se à síntese do nylon 6,6. No entanto, existem outras variedades de nylon, como por exemplo, o nylon 6,10, que também pode ser sintetizado no laboratório. Neste caso os reagentes são o ácido decanodioico e a hexano-1,6-diamina, mas os solventes utilizados são os mesmos.

A equação química que traduz esta reação de síntese é:

1. Que tipo de mistura se obtém quando se adicionam estes dois reagentes?

2. Em qual das fases, orgânica ou aquosa, se encontra a diamina? E o ácido?

3. Indique o tipo de polimerização que ocorre.

4. Identifique a unidade estrutural do nylon 6,10.

5. A qua família de polímeros pertence o nylon?

6. Diga que tipo de tratamento se deve dar ao produto obtido.

7. Selecione a opção que completa de forma correta a frase seguinte: O nylon 6,10 é um… (A) copolímero de condensação. (B) copolímero de adição. (C) homopolímero de adição. (D) homopolímero de condensação.

8. Sabendo que o grau de polimerização de um nylon 6,10 é igual a 1000, determine a massa molar média deste polímero.

154

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155

N.

o

Nome

Obedece às regras de segurança

Utiliza com correção o material de laboratório e os aparelhos de medida Segue o protocolo experimental

É cuidadoso no trabalho e executa as tarefas a seu cargo Discute com os colegas a evolução do trabalho

Regista observações e resultados

Classificação global

ANEXO 1 – Grelha de observação de comportamento em aula prática Atividade Laboratorial __________________________________________________________________ Turma _______ Data _____ / _____ / _____

Grelha 1

156

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N.

o

Nome

Introdução teórica

Material, reagentes e procedimento experimental Cálculos pré– -laboratoriais

Registo e tratamento de resultados Análise de resultados

Conclusões e críticas

Avaliação global

ANEXO 2 – Grelha de avaliação de relatórios Atividade Laboratorial __________________________________________________________________ Turma _______ Data _____ / _____ / _____

Grelha 2

7 Soluções Fichas Ficha de diagnóstico о3

1.1.1 n = c × V ื n = 3,00 × 500,0 × 10 ฻ n = 1,50 mol HNO3 m = n × M ื m = 1,50 × 63,02 ฻ m = 94,5 g HNO3 1.1.2 Opção (B). msolução = Usolução × Vsolução ื msolução = 1,10 × 500,0 ฻ msolução = 550 g %(m/m) = 1.2

msoluto 94,5 × 100 ื %(m/m) = × 100 ฻ %(m/m) = 17,2% msolução 550

HNO3 (aq) + NaOH (aq) ื NaNO3 (aq) + H2O (Ɛ) о3 о1 HNO3: n = c × V ื n = 3,00 × 200,0 × 10 ฻ n = 6,00 × 10 mol HNO3 NaOH: c =

cm 40,0 о3 ืc= ฻ c = 1,00 mol dm NaOH M 40,00 о3

1.3

о1

n = c × V ื n = 1,00 × 300,0 × 10 ฻ n = 3,00 × 10 mol NaOH De acordo com os coeficientes estequiométricos, uma mole HNO3 (aq) reage com uma mole de NaOH (aq). Assim, HNO3 é o reagente em excesso. O reagente limitante é NaOH. 1 mol NaOH 3,00 × 10ష1 mol NaOH о1 = ฻ n = 3,00 × 10 mol NaNO3 1 mol NaNO3 n

1.4

Opção (C). O volume total: Vt = 0,2000 + 0,3000 ฻ Vt = 0,5000 dm n V

c= ืc= 2.1

3,00 × 10ష1 о1 о3 ฻ c = 6,00 × 10 mol dm NaNO3 0,5000 3

mamostra = 4,0 × 10 g A amostra contém 10% de impurezas, pelo que 90% da massa da amostra é PbS puro. 90 = n=

mPbS 3 × 100 ฻ mPbS = 3,6 × 10 g 4,0 × 103

m 3,6 × 103 ืn= ฻ n = 15 mol PbS 239,27 M VO 2 6,5 × 102

Nas condições PTN: n = PbS: 2.2

3

Vm

ืn=

฻ n = 29 mol O2

22,4

n 15 n 29 = = 7,5; O2: = = 9,7 coeficiente estequiométrico 2 coeficiente estequiométrico 3

Como o maior quociente é 9,7, o oxigénio é o reagente em excesso. Opção (C). Reagente limitante é PbS. 2 mol PbS 15 mol PbS = ฻ n = 22,5 mol O2 (que reage) 3 mol O2 n

n(O2 em excesso): 29 о 22,5 = 6,5 mol O2 n(O2 em excesso) 6,5 × 100 ื %(O2 em excesso) = × 100 ฻ %(O2 em excesso) = 29% n(O2 que reage) 22,5 2 mol PbS 15 mol PbS = ฻ n = 15 mol PbO; nteórico = 15 mol PbO 2 mol PbO n nreal nreal K= × 100 ื 85 = × 100 ฻ nreal = 12,8 mol PbO nteórico 15

%(O2 em excesso) =

2.3

3

2.4

m = n × M ื m = 12,8 × 223,20 ฻ m = 2,86 × 10 g PbO Opção (D). 2 mol PbS 15 mol PbS = ฻ n = 15 mol SO2 2 mol SO2 n 3

3.

V = n × Vm ื V = 15 × 22,4 ฻ V = 336 dm SO2 Opção (D).

4.

Opção (A). No equilíbrio: [COCƐ2]e =

15,0 2,0 5,0 о3 о3 о3 mol dm ; [CO]e = mol dm ; [CƐ2]e = mol dm 30,0 30,0 30,0

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157

15,0

[COCκ2 ]e 30,0 Kc = ื Kc = 2,0 5,0 ฻ Kc = 44 [CO]e × [Cκ2 ]e × [CO] × [H2 O] ื Qc = [CO2 ] × [H2 ]

30,0 30,0 0,5 1,0 × V V 1,0 2,0 ฻ × V V

5.

Qc =

Qc = 0,25

6.1

Como Qc < Kc , o sistema evolui no sentido da reação direta, ou seja, no sentido de formação de CO (g) e H2O (g). о1 M(NO2) = 46,01 g mol m 92,0 ืn= ฻ n = 2,00 mol NO2 M 46,01 ni 2,00 о1 о3 c= ืc= ฻ c = 2,00 × 10 mol dm NO2 V 10,0

n=

ci / mol dm

N2O4 (g) ֖ 2 NO2 (g) о1 2,00 × 10 ؆0

о3

'c / mol dm

о3

ceq / mol dm

о2x

+x

о3

1,00 × 10

о1

о2

1,80 × 10

о1

о2

о1

о3

2,00 × 10 о 2x = 1,80 × 10 ฻ x = 1,00 × 10 mol dm о2 о1 n = c × V ื n = 1,00 × 10 × 10,0 ฻ n = 1,00 × 10 mol N2O4 2

Opção (D). Kc = 6.3

7.1 7.2 7.3 8.1 8.2 9.1 9.2

[NO2 ]2e (1,80 × 10ష1 ) ื Kc = ฻ Kc = 3,24 [N2 O4 ]e 1,00 × 10ష2

Afirmações verdadeiras:(C); (D); (E). Afirmações falsas: (A); (B); (F). Correção das falsas: (A) Adicionando N2O4 aumenta a concentração deste composto e o sistema evolui no sentido da reação direta. Em relação ao instante em que ocorre a perturbação diminui a concentração dos reagentes e aumenta a concentração dos produtos da reação. (B) Diminuindo o volume aumenta a pressão e o sistema evolui no sentido da reação que origina menor número de moles de componentes no estado gasoso. (F) Um catalisador é uma substância que altera, com a mesma intensidade, a velocidade da reação direta e da reação inversa. + + о I. H2O (Ɛ); H3O (aq). II. PO3ି III. NH3 (aq); H2O (Ɛ); OH (aq). 4 (aq); H3O (aq). + 2ି 3ି Pares conjugados ácido-base: HPO4 /PO4 ; H3O /H2O. о HCOି 3 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ H2CO3 (aq) + OH (aq) Kw (a 25 °C) > Kw (a 45 °C). Verifica-se absorção de energia pelo sistema, o que faz com que este evolua no sentido da reação direta. Assim, no sentido direto, a reação é endotérmica de acordo com o Princípio de Le Châtelier. Opção (C). A dupla seta representa uma situação de equilíbrio químico. + о4,0 + о4 о3 Opção (B). pH = 4,0 ื [H3O ]e = 10 ฻ [H3O ]e = 1,0 × 10 mol dm о + о4 о3 No equilíbrio: [CH3COO ]e = [H3O ]e = 1,0 × 10 mol dm As outras são incorretas porque: (A) о

+

CH3COOH (aq) + H2K;ыͿ֖ CH3COO (aq) + H3O (aq) о3

ci / mol dm

ceq / mol dm

Ka =

о3

[CH3 COOష ]e × [H3 O+ ]e [CH3 COOH]e

ci

–

ci о x

–

؆0 1,0 × 10

؆0 о4

1,0 × 10

о4

2

о5

ื 1,8 × 10 =

(1,0 × 10ష4 ) о4 о3 ฻ [CH3COOH]e = 5,6 × 10 mol dm . [CH3 COOH]e о5

(C) O ácido acético é um ácido fraco porque o valor de Ka é baixo (Ka =1,8 × 10 ). (D) No equilíbrio as concentrações о + о4 о3 о4 о3 de CH3COO e de H3O são iguais (1,0 × 10 mol dm ) mas a de CH3COOH é 5,6 × 10 mol dm . 10.

158

о1

H2 O

о

M(NH4CƐ) = 53,49 g mol ; NH4CƐ (s) ሱሮ NH4CƐ (aq); NH4CƐ (aq) ื NH+4 (aq) + CƐ (aq) O ião NH+4 (aq) sofre hidrólise (é o ácido conjugado de uma base fraca) segundo a equação química: + NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) о O ião CƐ (aq) não sofre hidrólise porque é a base conjugada de um ácido muito fraco. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

n=

m 2,70 о2 ืn= ฻ n = 5,05 × 10 mol NH4CƐ M 53,49 n V

c= ืc=

5,05 × 10ష2 о1 о3 ฻ c = 1,01 × 10 mol dm NH4CƐ 0,500 о1

о3

Considerando a dissociação do cloreto de amónio completa, [NH+4 ] = 1,01 × 10 mol dm . +

NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

1,01 × 10

о3

о1

1,01 × 10 о x ؆ 1,01 × 10

A 25 °C, Kw = 1,0 × 10 Ka =

[NH3 ]e × [H3 O+ ]e [NH+4 ]e

о1

о14

; Kw = Ka × Kb ื Ka(NH+4 ) =

ื 5,6 × 10

о6

+

о1

о10

=

–

؆0

؆0

–

x

x

1,0 × 10ష14 о10 ฻ Ka(NH+4 ) = 5,6 × 10 1,8 × 10ష5

x2 о6 о3 ฻ x = 7,5 × 10 mol dm 1,01 × 10ష1

о3

[H3O ]e = 7,5 × 10 mol dm + о6 pH = оlog [H3O ]e ื pH = оlog 7,5 × 10 ฻ pH = 5,1 11.

HCƐ (aq) + XOH (aq) ื XCƐ (aq) + H2O (Ɛ) о3 о2 na = c × V ื na = 30,0 × 10 × 2,00 ฻ na = 6,00 ×10 mol HCƐ O ponto de equivalência atinge-se quando as quantidades de ácido e de base estão nas proporções estequiométricas о2 da reação. De acordo com a equação química, na = nb, pelo que nb = 6,00 ×10 mol XOH. n=

m mbase 3,37 о1 ื Mbase = ื Mbase = ฻ Mbase = 56,2 g mol nbase M 6,00 × 10ష2

M(XOH) = M(X) + M(O) + M(H) ื 56,2 = M(X) + 16,0 + 1,008 ฻ M(X) = 39,2 g mol 12.

о1

Opção (B). O titulado é um ácido porque no início da titulação pH < 7. No ponto de equivalência, pH > 7, o que significa que se trata de uma titulação é entre um ácido fraco e uma base forte.

13.1 Opção (C). AƐ2O3 (s) + 3 H2 (g) ื 2 AƐ (s) + 3 H2O (g) (+3Ϳ;оϮͿ

(0)

(0)

(+1Ϳ;оϮͿ

A variação do número de oxidação do hidrogénio é de +1 (0 para +1). A espécie H2 sofre oxidação, pelo que é a espécie redutora. As outras são incorretas porque: (A) 'n.o.(AƐͿсϬо;нϯͿ฻ 'n.o.(AƐͿсоϯ͘(B) 'Ŷ͘Ž͘;,ͿснϭоϬ฻ 'n.o.(H) = +1. (D) A espécie oxidante é AƐ2O3. m 120,0 ืn= ฻ n = 59,4 mol H2 M 2,02 m 810,0 ฻ n = 30,02 mol AƐ AƐ: n = ื n = M 26,98 3 mol H2 59,4 mol H2 = ฻ n = 39,6 mol AƐ 2 mol Aκ n nreal 30,02 K= × 100 ื K = × 100 ฻ K = 75,8% nteórico 39,6

13.2 H2: n =

2+

14.1 Opção (C). O cobre metálico, Cu (s), passa para a solução sob a forma de Cu (aq), pois a solução toma a cor azul. + о Cu (aq) + 2 e ื Cu (s). A prata oxida o cobre e não o reduz. +

2+

14.2 Cu (s) + 2 Ag (aq) ื Cu (aq) + 2 Ag (s) 2+ 2+ Zn (s) + Cu (aq) ื Zn (aq) + Cu (s) 15.

Opção (B). n = n V

c= ืc=

m 3,40 о2 ืn= ฻ n = 2,00 × 10 mol AgNO3 M 169,91

2,00 × 10ష2 о1 о3 ฻ c = 1,00 × 10 mol dm AgNO3 200,0 × 10ష3 +

+

о1

о3

Com base em AgNO3 (s) ื Ag (aq) + NO3ି (aq), verifica-se que [Ag ] = cAgNO3 = 1,00 × 10 mol dm . +

о

Há formação de precipitado de AgCƐ quando [Ag ] e [CƐ ] são superiores às permitidas pelo respetivo produto de solubilidade, Ks. + о + о о10 AgCƐ (s) ֖ Ag (aq) + CƐ (aq); Ks = [Ag ]e × [CƐ ]e e Ks = 1,77 × 10 . + о1 о3 о Como [Ag ] = 1,00 × 10 mol dm , a concentração mínima em iões CƐ da água da torneira é: о10 о1 о о о9 о3 1,77 × 10 = 1,00 × 10 × [CƐ ]e ฻ [CƐ ]e = 1,77 × 10 mol dm Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

159

16.

+

о

AgCƐ (s) ֖ Ag (aq) + CƐ (aq) No momento em que se adiciona AgNO3 (s), este vai dissolver-se, aumentando, naquele instante, a concentração em + iões Ag . Pelo Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio vai deslocar-se no sentido da reação inversa: há precipitação de + о AgCƐ à custa de Ag e CƐ , até que o valor de Ks(AgCƐ) seja de novo atingido, uma vez que a temperatura se mantém. о + Deste modo, a concentração em iões CƐ diminui. Como Ks(AgCƐ) se mantém, a concentração em iões Ag sobe. A solubilidade de AgCƐ diminui devido ao efeito de ião comum.

Ficha formativa 1 – Um outro olhar sobre a Tabela Periódica. Ligação química nos metais e noutros sólidos 1.

Afirmações verdadeiras: (B); (D); (F). Afirmações falsas: (A); (C); (E). Correção das falsas: (A) O elemento IV pertence ao bloco d porque tem as orbitais d em preenchimento. (C) O elemento I pertence ao terceiro período e o elemento IV pertence ao quarto período. (E) O elemento I pertence ao grupo 15 (5 eletrões nas orbitais de valência); o elemento II pertence ao grupo 17 (7 eletrões nas orbitais de valência); o elemento III pertence ao grupo 2 (2 eletrões nas orbitais de valência); o elemento IV pertence ao grupo 7 (7 eletrões nas orbitais de valência). 2. Opção (C).As outras são incorretas porque: о + (A) F e Na são espécies isoeletrónicas, mas com cargas nucleares diferentes, logo os seus eletrões 2p possuem diferente energia. (B) Podem existir orbitais semipreenchidas ou vazias. (D) Em geral, a afinidade eletrónica é crescente ao longo do período e decrescente ao longo do grupo. 8 2 3.1 Opção (A). Correção das opções (C) e (D): 28Ni: [18Ar] 3d 4s . 3.2 Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) O cromo é um elemento de transição interna. (C) e (D) O elemento 24Cr pertence ao bloco d, grupo 6 e quarto período da Tabela Periódica. 4. Afirmações verdadeiras: (B); (C); (D); (G). Afirmações falsas: (A); (E); (F); (H). Correção das falsas: о (A) F é mais estável do que o repetivo átomo porque tem a configuração eletrónica de gás nobre. (E) A afinidade eletrónica representada em II é superior à representada em I, porque Mg e CƐ são do mesmo período mas o número atómico de CƐ é superior ao de Mg e, em geral, a afinidade eletrónica aumenta ao longo do período na Tabela Periódica. (F) Esta configuração eletrónica só é válida para elementos do grupo 17 a partir do quarto período. (H) Em geral, a afinidade eletrónica aumenta ao longo do período. 5. 1. (D); 2. (E); 3. (B); 4. (C); 5. (A). 6. Afirmações verdadeiras: (D); (F); (H). Afirmações falsas: (A); (B); (C); (E); (G); (I). Correção das falsas: (A) A tendência para captar, ceder ou partilhar eletrões, depende do número de eletrões de valência. (B) Esta tendência é medida pela afinidade eletrónica. (C) Os metais possuem baixa primeira energia de ionização. (E) Em geral, a afinidade eletrónica aumenta ao longo do período, com exceção dos gases nobres. (G) Os não-metais apresentam elevada energia de primeira ionização e elevada afinidade eletrónica. (I) As propriedades químicas dos metais de transição dependem mais dos eletrões da orbital de valência s, que é a mais externa. 2 2 4 2 4 10 2 4 7.1 8X: 1s 2s 2p ; 16Y: [10Ne] 3s 3p ; 34Z: [18Ar] 3d 4s 3p . X, Y e Z pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. Como a afinidade eletrónica, em geral, diminui ao longo do grupo: 34Z < 16Y < 8X. 7.2 A energia de ionização também diminui, em geral, ao longo do grupo: 8X > 16Y > 34Z. 8.1 Aumenta, porque aumenta a carga nuclear. 8.2 Em geral, aumenta. 8.3 Diminui. 8.4 Aumenta. 9. Opção (D). 7 2 10.1 27Co: [18Ar] 3d 4s . 10.2 Opção (C). As outras são incorretas porque: 2+ 7 (A) Co : [18Ar] 3d . (B) O cobalto pertence ao bloco d. 2 2 6 2 6 7 2 (D) No estado de energia mínima: 27Co: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s . O cobalto possui 15 eletrões de valência no terceiro nível de energia.

160

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11.

12. 13. 14. 15. 16. 17.

18.

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) A ligação metálica é tanto mais forte quanto maior for o número de eletrões de condução por átomo. (B) A ligação metálica é tanto mais forte quanto maior a carga nuclear. (D) Deve-se aos eletrões livres (eletrões de condução). 1. (B); 2. (D); 3. (C); 4. (A). Opção (A). I. substância metálica; II. substância covalente; III. substância molecular; IV. substância molecular. Opção (B). 1. (A) e (D); 2. (A) e (C); 3. (B), (C) e (D); 4. (B), (D), (E) e (F). Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) Os átomos de magnésio estão ligados entre si através de ligação metálica. (C) Para formar uma ligação iónica tem de haver um elemento que origine catiões e outro elemento que origine aniões. (D) Apresentam baixos pontos de fusão. Opção (C). Na grafite as camadas paralelas podem deslocar-se. É macia (pouco dura) e apresenta boa condutividade elétrica numa direção paralela às camadas.

Ficha formativa 2 – Corrosão: uma oxidação indesejada. Pilhas e baterias: uma oxidação útil. Proteção de metais 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 2.

3.

4.1

2x = 0 ฻ x = 0; n.o.(N) = 0. x нϯп;оϭͿсϬ฻ x = +3; n.o.(Fe) = +3. x + 3 × (–ϮͿсо2 ฻ x = +4; n.o.(S) = +4. 2 × (+1) + x + 3 × (–2) = 0 ฻ x = +4; n.o.(C) = +4. 2 × (+1) + 2x = 0 ฻ x = оϭ͖Ŷ͘Ž͘;KͿсо1. +2 + 2x + 2 × (–2) = 0 ฻ x = +1; n.o.(CƐ) = +1. 2 × (+1) + 2x + 7 × (–2) = 0 ฻ x = +6; n.o.(Cr) = +6. 2 × (+1) + 2x + 4 × (–2) = 0 ฻ x = +3; n.o.(C) = +3. Opção (B). XHPO4: como o ião fosfato é PO3ି 4 , XH tem carga +3. Se n.o.(H) = +1, então n.o.(X) = +2. ି YMnO4: como o ião permanganato é MnO4 , n.o.(Y) = +1. K2ZO3: como n.o.(K) = +1, o ião é ZO2ି 3 . Assim, 2 × (+1) + x нϯп;оϮͿсϬ͕ůŽŐŽn.o.(Z) = +4. 2+ о Ca(RO3)2: como o ião cálcio é Ca , o ião é (RO3) . Assim +2 + 2x нϲп;оϮͿсϬ͕ůŽŐŽ n.o.(R) = +5. Opção (C). (A) CH3CH3 (ou C2H6): 2x + 6 = 0 ฻ x = о3 (B) CH3OH (ou CH4O): x + 4 о 2 = 0 ฻ x = о2 (C) CH3CHO (ou C2H4O): 2x + 4 – 2 = 0 ฻ x соϭ (D) CH3CH(OH)CH3 (ou C3H8O): 3x + 8 – 2 = 0 ฻ x = о2 Elemento que se reduziu: O; elemento que se oxidou: N. I. N2 (g) + O2 (g) ื 2 NO (g) (0)

(0)

(+2)(о2)

II. H2 (g) + CƐ2 (g) ื 2 HCƐ (g) (0)

(0) 3+

Elemento que se reduziu: CƐ; elemento que se oxidou: H.

(+1)(о1) о

2+

III. 2 Fe (aq) + 2 I (aq) ื 2 Fe (aq) + I2 (aq) (+3)

(о1)

(+2)

IV. 4 NH3 (g) + 7 O2 (g) ื 2 N2O4 (g) + 6 H2O (g) (о3)(+1)

4.2 5.

(0)

Elemento que se reduziu: Fe; elemento que se oxidou: I.

(0)

(+4)(о2)

Elemento que se reduziu: O; elemento que se oxidou: N.

(+1)(о2)

I. Espécie oxidante: O2; espécie redutora: N2. II. Espécie oxidante: CƐ2; espécie redutora: H2. 3+ о III. Espécie oxidante: Fe ; espécie redutora: I . IV. Espécie oxidante: O2; espécie redutora: NH3. I. H2S (aq) + H2SO4 (aq) ื SO2 (g) + S (s) + 2 H2O (Ɛ) Substância oxidante: H2SO4; substância redutora: H2S. (+1)(о2)

(+1)(+6)(о2)

(+4)(о2)

(0)

(+1)(о2)

II. N2H4 (aq) + 2 H2O2 (aq) ื N2 (g) + 4 H2O (Ɛ) (о2)(+1)

(+1)(о1)

(0)

III. 2 CƐ2 (g) + HgO (s) ื HgCƐ2 (s) + CƐ2O (g) (aq) (0)

(+2)(о2)

(+2)(о1)

(0)

Substância oxidante: HgO; substância redutora: CƐ2.

(+1)(о2)

IV. 2 V2O5 (g) + 6 CƐ2 (g) ื 4 VOCƐ3 (s) + 3 O2 (g) (+5)(о2)

Substância oxidante: H2O2; substância redutora: N2H4.

(+1)(о2)

(+5)(о2)(о1)

Substância oxidante: CƐ2; substância redutora: V2O5.

(0)

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161

6.1

3+

ି Cr2 O2ି 7 (aq) + H2SO3 (aq) ื Cr (aq) + HSO4 (aq)

;нϲͿ;оϮͿ

;нϭͿ;нϱͿ;оϮͿ

(+3)

;нϭͿ;нϲͿ;оϮͿ о

+

6.2

Semirreação de oxidação: (H2SO3 (aq) + H2O (Ɛ) ื HSOି 4 (aq) + 3 H (aq) + 2 e ) × 3 + о 3+ Semirreação de redução: Cr2 O2ି 7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e ื 2 Cr (aq) + 7 H2O (Ɛ) + 3+ 2ି ି Reação global: 3 H2SO3 (aq) + Cr2 O7 (aq) + 5 H (aq) ื 3 HSO4 (aq) + 2 Cr (aq) + 4 H2O (Ɛ) 2+ ି MnO4 (aq) + H2C2O4 (aq) ื Mn (aq) + CO2 (g) ;нϳͿ;оϮͿ

;нϭͿ;нϯͿ;оϮͿ;нϮͿ

;нϰͿ;оϮͿ +

6.3

о

Semirreação de oxidação: (H2C2O4 (aq) ื 2 CO2 (g) + 2 H (aq) + 2 e ) × 5 + о 2+ Semirreação de redução: (MnOି 4 (aq) + 8 H (aq) + 5 e ื Mn (aq) + 4 H2O (Ɛ)) × 2 + 2+ ି Reação global: 5 H2C2O4 (aq) + 2 MnO4 (aq) + 6 H (aq) ื 10 CO2 (g) + Mn (aq) + 8 H2O (Ɛ) 2+ MnO2 (s) + PbO2 (s) ื Pb (aq) + MnOି 4 (aq) ;нϰͿ;оϮͿ

;нϰͿ;оϮͿ

;нϮͿ;нϳͿ;оϮͿ +

6.4

7.1

7.2 8.1 8.2

о

Semirreação de oxidação: (MnO2 (s) + 2 H2O (Ɛ) ื MnOି 4 (aq) + 4 H (aq) + 3 e ) × 2 + о 2+ Semirreação de redução: (PbO2 (s) + 4 H (aq) + 2 e ื Pb (aq) + 2 H2O (Ɛ)) × 3 + 2+ Reação global: 2 MnO2 (s) + 3 PbO2 (s) + 4 H (aq) ื 2 MnOି 4 (aq) + 3 Pb (aq) + 2 H2O (Ɛ) 3+ Cr2 O2ି 7 (aq) + C3H7OH (aq) ื C2H5COOH (aq) + Cr (aq) + о Semirreação de oxidação: (C3H7OH (aq) + H2O (Ɛ) ื C2H5COOH (aq) + 4 H (aq) + 4 e ) × 3 + о 3+ 2ି Semirreação de redução: (Cr2 O7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e ื 2 Cr (aq) + 7 H2O (Ɛ)) × 2 + 3+ Reação global: 3 C3H7OH (aq) + 2 Cr2 O2ି 7 (aq) + 16 H (aq) ื 3 C2H5COOH (aq) + 4 Cr (aq) + 11 H2O (Ɛ) + о ି Semirreação de redução: IOି 3 (aq) + 2 H (aq) + 2 e ื IO2 (aq) + H2O (Ɛ) о о Semirreação de oxidação: 2 Br (aq) ื Br2 (aq) + 2 e + о ି Reação global: IOି 3 (aq) + 2 H (aq) + 2 Br (aq) ื IO2 (aq) + Br2 (aq) + H2O (Ɛ) + + O aumento do pH implica a diminuição da concentração em H3O (ou H ); de acordo com o Princípio de Le Châtelier, o + sistema reacional evolui no sentido em que há produção de H . A concentração em IOି 3 aumenta. ି O elemento que sofre redução é o manganês (Mn), da espécie MnO4 . 'n.o.(Mn) = + 2 – 7 ฻ 'n.o.(Mn) = о5. о3 о2 о3 H2SO3: n = c × V ื n = 25,0 × 10 × 4,0 × 10 ฻ n = 1,0 × 10 H2SO3 Pela estequiometria da reação: 2 mol MnOష n 4 о4 = ฻ n = 4,0 × 10 MnOି 4 5 mol H2 SO3 1,0 × 10ష3 mol H2 SO3 n c

MnOି 4:n=c×VืV= ืV= 9.1

9.2 9.3

4,0 × 10ష4 о3 3 ฻ V = 8,0 × 10 dm ou V = 8,0 mL 5,0 × 10ష2 2+

Semirreação de redução: MnOି 4 (aq) ื Mn (aq) É reduzido o elemento Mn: 'n.o.(Mn) = +2 – 7 ฻ 'n.o.(Mn) = о5 A espécie oxidante é MnOି 4 (aq). + о 2+ MnOି (aq) + 8 H (aq) + 5 e ื Mn (aq) + 4 H2O (Ɛ) 4 о3 3 о3 3 о2 о3 V(NaNO2) = 40,0 × 10 dm ; V(KMnO4) = 20,0 × 10 dm ; cKMnO4 = 1,6 × 10 mol dm о2

о3

о4

n = c × V ื n = 1,6 × 10 × 20,0 × 10 ฻ n = 3,2 × 10 mol KMnO4 2 mol KMnO4 3,2 × 10ష4 mol KMnO4 о4 = ฻ n = 8,0 × 10 mol NaNO2 5 mol NaNO2 n n V

cNaNO2 = ื cNaNO2 =

8,0 × 10ష4 о2 о3 ฻ cNaNO2 = 2,0 × 10 mol dm 40,0 × 10ష3 2+

о

10.1 Semirreação de oxidação: Zn (s) ื Zn (aq) + 2 e 2+ о Semirreação de redução: Sn (aq) + 2 e ื Sn (s) 2+ 2+ Reação global: Zn (s) + Sn (aq) ื Zn (aq) + Sn (s) 10.2.1 Elemento que se oxida: Zn; elemento que se reduz: Sn. 10.2.2 Elétrodo positivo: Sn; elétrodo negativo: Zn. 2+ 10.2.3 A solução aquosa que contém iões Sn . 10.3 Do elétrodo de zinco para o elétrodo de estanho. 10.4 É o ânodo (Zn). 2+ 2+ 11.1 Zn (s) | Zn (aq) || Cu (aq) | Cu (s) 11.2 Opção (D). O zinco metálico é o ânodo; sofre oxidação e é o agente redutor. 12.1 A reação não é espontânea porque a espécie que se reduz na reação direta tem menor valor de potencial padrão de redução do que a espécie que se reduz na reação inversa.

162

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0

2+

0

2+

2+

о

12.2 E (Zn /Zn) < E (Ni /Ni) e, portanto, a reação no ânodo é de oxidação do zinco: Zn (s) ื Zn (aq) + 2 e E0pilha = E0cátodo о E0ânodo ื E0pilha = о0,25 – (о0,76) ฻ E0pilha = +0,51 V 2+ 2+ 13.1 Co (s) + Ni (aq) ֖ Co (aq) + Ni (s) Kc =

[Co2+ ]e [Ni2+ ]e 2+

о3

2+

о3

13.2 Quando [Co ] = [Ni ] e ambas as concentrações iguais a 1,0 × 10 mol dm , Qc =

[Co2+ ] ฻ Qc = 1. [Ni2+ ]

Como Qc < K, o sistema evolui no sentido da reação direta até que Qc iguale o valor de Kc. Aumenta a concentração em 2+ 2+ 2+ Co e diminui a concentração em Ni , favorecendo a redução de Ni (aq) a Ni (s). O elétrodo positivo (cátodo) é o de níquel. 13.3 A pilha deixa de funcionar quando o valor de Qc iguala o valor de Kc, ou seja, quando Qc = 10. Tal sucede quando se 2+ 2+ tiver [Co ] = 10 × [Ni ]. 3+ 14.1 É espontânea a reação correspondente à reação II, porque a espécie que se reduz na reação direta (Fe ) tem o valor 0 de E mais elevado do que a espécie que se reduz na reação inversa (I2). 14.2 E0pilha =E0cátodo о E0ânodo ื E0pilha = +0,77 – (+0,53) ฻ E0pilha = +0,24 V 15. Opção (D). (A) E0pilha = 0,52 – 2,71 ฻ E0pilha = о2,19 V (B) E0pilha = 0,52 – (о0,25) ฻ E0pilha = +0,77 V (C) E0pilha = 1,70 – 2,71 ฻ E0pilha = о1,01 V (D) E0pilha = 1,70 – (о0,25) ฻ E0pilha = +1,95 V 0

+

0

2+

0

+

0

+

16. Opção (A). E0pilha = E (Ag /Ag) о E (Cu /Cu) ื 0,46 = E (Ag /Ag) – 0,34 ฻ E (Ag /Ag) = +0,80 V + о о 17.1 Semirreação de redução: IOି 3 (aq) + 6 H (aq) + 6 e ื I (aq) + 3 H2O (Ɛ) + 2+ о Semirreação de oxidação: (Cu (aq) ื Cu (aq) + e ) × 6 + + о 2+ ି Reação global: IO3 (aq) + 6 Cu (aq) + 6 H (aq) ֖ I (aq) + 6 Cu (aq) + 3 H2O (Ɛ) 0 17.2 A reação será mais extensa no sentido em que ocorre espontaneamente. Comparando os E , verifica-se que 0 0 2+ + ି о E (IO3 /I ) = +1,10 V, é superior a E (Cu /Cu ) = +0,16 V. Assim, a reação dá-se espontaneamente no sentido em que há redução de IOି 3 . A reação dá-se espontaneamente no sentido da reação direta e será mais extensa neste sentido. 18. Opção (B). O esquema I representa uma pilha eletroquímica e o esquema II representa uma eletrólise. Na pilha ocorre uma reação de oxidação-redução espontânea, enquanto na eletrólise a reação de oxidação-redução é provocada, por exemplo, com uma bateria. 19. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) A eletrólise é uma reação de oxidação-redução é provocada. (B) e (C) A oxidação ocorre no ânodo que é o polo positivo. 20. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) A alumina adere ao metal, não é solúvel e protege o metal. (C) O metal protetor oxida-se mais facilmente que o metal protegido e está na série eletroquímica abaixo do metal a proteger. (D) Na proteção catódica, o metal a proteger é o cátodo de uma pilha eletroquímica. 0 21. Opção (A), porque o magnésio, de entre os metais presentes, é o único cujo E é inferior ao do ferro.

Ficha formativa 3 – Metais, complexos e cor. Os metais no organismo humano 1. 2.

3. 4. 5.1 5.2

Opção (B). As reações I e II traduzem reações ácido-base de Lewis e a reação III é uma reação de oxidação-redução. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) Num ião complexo, a partilha de eletrões faz-se dos ligandos para o catião metálico. (B) O catião metálico atua como ácido de Lewis porque é recetor de eletrões. (D) Os ligandos podem ser moléculas neutras ou aniões. Opção (D). 1. (C); 2. (B); 3. (A). o o o o o I. n. de coordenação é 6; II. n. de coordenação é 6; III. n. de coordenação é 4; IV. n. de coordenação é 6; V. n. de coordenação é 6. I. n.o.(Ti) = +3; II. n.o.(Fe) = +2; III. n.o.(Cu) = +2; IV. n.o.(Co) = +3; V. n.o.(Co) = +3.

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163

6.

7.

Opção (A). As outras são incorretas porque: ϯо (B) [CrF6] absorve luz visível de menor energia, porque possui maior comprimento de onda (e, por isso, menor energia). (C) A cor preferencialmente absorvida é o vermelho. (D) A cor preferencialmente absorvida é o amarelo esverdeado. 1. (C); 2. (E); 3. (B); 4. (A); 5. (D).

Ficha formativa 4 – Comportamento ácido-base das soluções de sais. Os metais como catalisadores 1.1 1.2 1.3

1.4

2.

3.1

3.2 3.3

о

Ácido segundo Brönsted: HS ; H2O. + São ácidos porque podem ceder um protão (H ) para a base. о Base segundo Brönsted: NH3 (aq) ; HS (aq) ; H2O (Ɛ). + São bases porque podem captar um protão (H ) de um ácido. о Bases de Lewis são dadores de pares eletrónicos. NH3 (aq); HS (aq). Qualquer uma destas partículas pode reagir como base segundo Brönsted e, portanto, também é base de Lewis. A molécula H2O (Ɛ) pode reagir como base de Lewis ao + + ceder um par de eletrões a H para formar H3O (ligação covalente coordenada). о + NH3 (aq); HS (aq); H2O (Ɛ). A partícula NH3 pode captar um protão (H ) transformando-se em NH+4 (ácido) ou pode о Ϯо ି ceder um protão originando a base NH2 . A partícula HS pode ceder um protão transformando-se em S (base) ou captar um protão transformando-se em H2S (ácido). A partícula H2O pode reagir como ácido, cedendo um protão e о + originando OH (base) ou reagir como base captando um protão e dando origem a H3O . Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) O caráter químico da depende do valor da constante de acidez, Ka, do ácido ácido fraco e do valor da constante de basicidade, Kb, da sua base conjugada. + (C) Ao ceder protões, aumenta a concentração em iões H3O e diminui o valor de pH. (D) A ionização de um ácido fraco é pouco extensa porque o valor de Ka de um ácido fraco é baixo. O ácido clorídrico, HCƐ (aq), é um ácido forte e, por isso, considera-se totalmente ionizado. + O ácido metanoico, HCOOH (aq), que é um ácido fraco, ioniza-se parcialmente, pelo que a concentração em H3O da sua solução é inferior à concentração inicial de HCƐ (aq). Assim, o pH do ácido metanoico é mais elevado que o pH do ácido clorídrico. + оpH + о1 о3 HCƐ: pH = 1,0; [H3O ] = 10 ฻ [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm + оpH + о3 о3 HCOOH: pH = 2,35; [H3O ] = 10 ฻ [H3O ]e = 4,5 × 10 mol dm + Como HCƐ (aq) é um ácido forte ioniza-se totalmente. cHCƐ = [H3O ] о1 о3 No início: cHCƐ = cHCOOH ฻ cHCOOH = 1,0 × 10 mol dm о

+

HCOOH (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCOO (aq) + H3O (aq) ci / mol dm

о3

1,0 × 10

о1

ceq / mol dm Ka =

1,0 × 10 – 4,5 × 10 о1 ؆ 1,0 × 10

о3

[HCOOష ]e × [H3 O+ ]e [HCOOH]e

3.4

Opção (C). D =

4.

Opção (D).

؆0

–

о1

؆0

о3

–

4,5 × 10

о3

2

nionizadas 4,5 × 10ష3 × 100 ื D = × 100 ฻ D = 4,5% ndissolvidas 1,0 × 10ష1 о1

3

0,5 о4 ฻n = 5,0 × 10 mol 100 о

+

HX (aq) + H2O (Ɛ) ֖ X (aq) о3

1,0 × 10 о1

ceq / mol dm Ka =

164

о3

о1

+ H3O (aq)

؆0

–

1,0 × 10 – 5,0 × 10 о1 ؆ 1,0 × 10

[Xష ]e × [H3 O+ ]e [HX]e

о3

(4,5 ×10ష3 ) о4 ฻ Ka = 2,0 × 10 1,0 × 10ష1

ื Ka =

Para 1,0 dm de solução ácida, nionizadas = 1,0 × 10 ×

ci / mol dm

4,5 × 10

؆0

о4

–

5,0 × 10

о4

5,0 × 10

о4

2

ื Ka =

(5,0 ×10ష4 ) о6 ฻ Ka = 2,5 × 10 1,0 × 10ష1

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5.

6.

Opção (D). As outras são incorretas porque: + (A) Quanto mais diluída for a solução, ou seja, quanto menor for a concentração em iões H3O , maior será o valor de D. + (B) O valor de pH da solução ácida depende da concentração em iões H3O , nessa solução. (C) Para um dado ácido o valor de Ka só depende da temperatura. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) A concentração da solução no copo B é maior do que a concentração da solução no copo A. A concentração em + + iões H3O no copo B é maior do que a concentração em iões H3O no copo A. Quanto maior for a concentração em + iões H3O , menor será o valor de pH. (C) Para concentrações diferentes, têm-se diferentes valores de D. 2 ɲ2 c о5 ɲ × 0,1 о2 ื 1,8 × 10 = ฻ D = 1,3 × 10 1ିɲ 1 2 ɲ2 c о5 ɲ × 0,2 о3 Copo B: Ka = ื 1,8 × 10 = ฻ D = 9,5 × 10 1ିɲ 1 ɲB 9,5 × 10ష3 ɲB = ฻ = 0,73 ɲA 1,3 × 10ష2 ɲA

(D) Copo A: Ka =

7.

8. 9.

Opção (C). о о I. A solução de NH4CƐ é ácida, porque em solução aquosa existem iões NH+4 e iões CƐ . O ião CƐ não sofre hidrólise, + mas o ião NH4 sofre porque é o ácido conjugado de uma base fraca. A equação de hidrólise origina, em solução, iões + + H3O , que conferem à solução caráter ácido: NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq). + о + II. A solução de KCH3COO é básica, porque em solução aquosa existem iões K e iões acetato, CH3COO . O ião K não о sofre hidrólise, mas o ião CH3COO sofre porque é a base conjugada de um ácido fraco. A equação de hidrólise origina, о о о em solução, iões OH , que conferem à solução caráter básico: CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq). 2+ 2+ 2ି III. O sal ZnSO4 ao dissociar-se em água origina: ZnSO4 (aq) ื Zn (aq) + SO4 (aq). O ião Zn tem caráter ácido + 2+ о + + porque na solução prevalecem iões H3O : [Zn(H2O)n] (aq) + H2O (Ɛ) ֖ [Zn(OH )(H2O)n] (aq) + H3O (aq). Opção (D). O valor de Ka depende do valor de D. Quanto menor for D menor será o valor de Ka para soluções de igual concentração. O ácido que tem menor D é o ácido cianídrico, para a mesma temperatura. + Opção (D). Quanto maior o valor de pH, menor a concentração em iões H3O . A solução de KNO2 tem caráter alcalino ି devido à reação de hidrólise do ião NO2 que é uma base conjugada de um ácido fraco. о NOି 2 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ KNO2 (aq) + OH (aq)

10. о

о

CƐO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCƐO (aq) + OH (aq) ci / mol dm

о3

1,0 × 10

о1

–

؆0

؆0

–

x

x

о1

ceq / mol dm Kb = Kb =

о3

1,0 × 10 – x о1 ؆ 1,0 × 10

Kw 1,0 ×10ష14 о7 ื Kb = ฻ Kb = 2,5 × 10 Ka 4,0 ×10ష8 [HCκO]e × [OHష ]e [CκOష ]e

о

о7

ื 2,5 × 10 =

о4

x2 о4 о3 ฻ x = 1,6 × 10 mol dm 1,0 × 10ష1

о3

[OH ] = 1,6 × 10 mol dm о pOH соůŽŐ΀K, ] ื pOH = 3,8 Ɖ,сϭϰоϯ͕ϴ฻ pH = 10,2 о1 11.1 M(NH4CƐ) = 53,49 g mol n=

m 1,34 о2 ืn= ฻ n = 2,51 × 10 mol NH4CƐ M 53,49

2,5ଵ × 10ష2 о1 о3 ฻ cNH4CƐ = 1,00 × 10 mol dm 250,0 × 10ష3 о NH4CƐ (aq) ื NH+4 (aq) + CƐ (aq) n V

cNH4CƐ = ื cNH4CƐ =

+

O ião NH+4 sofre hidrólise: NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) ష14

Ka = Ka =

Kw 1,0 ×10 о10 ื Ka = ฻ Ka = 5,6 × 10 Kb 1,8 ×10ష5 [NH3 ]e × [H3 O+ ]e x2 о10 [NH+4 ]e

ื 5,6 × 10

=

1,00 × 10ష1

о6

฻ x = 7,5 × 10 mol dm

о3

+

pH= –log [H3O ] ื pH= 5,1 11.2 Opção (C). Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

165

12.1 Kb =

Kw 1,00 ×10ష14 о5 ื Kb = ฻ Kb = 1,62 × 10 Ka 6,17 ×10ష10 о

+

12.2 Opção (B). KCN (aq) ื K (aq) + CN (aq) о O ião CN sofre hidrólise por ser uma base conjugada de um ácido fraco. о о CN (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCN (aq) + OH (aq) Kb =

[HCN]e × [OHష ]e [CNష ]e

о5

ื 1,62 × 10 =

x2 о4 о3 ฻ x = 4,0 × 10 mol dm 1,0 × 10ష2

о

12.3 ƉK,соůŽŐ΀K, ] ื pOH = 3,4; pH = 14 – 3,4 ฻ pH = 10,6 12.4 D =

ndissociadas 4,0 × 10ష4 × 100 ื D = × 100 ฻ D = 4,0% ndissolvidas 1,0 × 10ష2

13. Opção (A). 14.1 H3PO4 (aq) + 3 NaOH (aq) ื Na3PO4 (aq) + 3 H2O (Ɛ) о3 о1 n = c × V ื n = 300,0 ×10 × 2,0 ฻ n = 6,0 × 10 mol H3PO4 о3 n = c × V ื n = 500,0 ×10 × 4,0 ฻ n = 2,0 mol NaOH 6,0 ×10ష1 о1 = 6,0 × 10 3 2 о1 Para NaOH: = 6,7 × 10 3

Para H3PO4:

O reagente em excesso é a base. O caráter ácido-base da mistura é básico. о1 14.2.1 Pela estequiometria da reação obtém-se 6,0 × 10 mol de Na3PO4. n V

14.2.2 c = ื c =

6,0 × 10െ1 о1 о3 ฻ c = 7,5 × 10 mol dm Na3PO4 800,0 × 10െ3

15.1 Dissociação do nitrato de amónio: NH4NO3 (aq) ื NH+4 (aq) + NO3ି (aq) O ião NH+4 sofre hidrólise por ser um ácido conjugado de uma base fraca (NH3): + NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) O ião NOି 3 como é a base conjugada de um ácido forte (HNO3) não sofre hidrólise. 15.2 Ka = Ka =

Kw 1,0 × 10ష14 о10 ื Ka = ฻ Ka = 5,6 × 10 Kb 1,8 × 10ష5 [NH3 ]e × [H3 O+ ]e x2 о10

ื 5,6 × 10

[NH+4 ]e

=

о5

2,0 × 10ష1

฻ x = 1,06 × 10 mol dm

о3

о5

+

p,соůŽŐ΀,3O ] ื p,соlog (1,06 × 10 ) ฻ pH ป 5,0 A solução é ácida. + о 16.1 Dissociação do acetato de sódio: NaCH3COO (aq) ื Na (aq) + CH3COO (aq) + O ião Na não sofre hidrólise. о O ião CH3COO sofre hidrólise, porque é a base conjugada de um ácido fraco (ácido acético). о о CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq) + оpH + о9 + о9 о3 16.2 [H3O ] = 10 ื [H3O ] = 10 ฻ [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm +

о

о

[H3O ] × [OH ] = Kw ื [OH ] =

Kw 1,0 × 10ష14 о о о5 о3 ฻ [OH ] = 1,0 × 10 mol dm + ื [OH ] = [H3 O ] 1,0 × 10ష9

о

о

CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm Kb = Kb =

x x – 1,0 × 10 ؆x

о3

؆0

–

؆0

о5

–

1,0 × 10

о5

1,0 × 10

о5

Kw 1,0 × 10ష14 о10 ื Kb = ฻ Kb = 5,6 × 10 Ka 1,8 × 10ష5 [CH3 COOH]e × [OHష ]e ష

[CH3 COO ]e о

2

ื 5,6 × 10 о1

о10

=

(1,0 × 10ష5 ) о1 о3 ฻ x = 1,8 × 10 mol dm x

о3

x = [CH3COO ]e = 1,8 × 10 mol dm о1 о3 Considerando que o sal se dissocia totalmente: cNaCH3COO = 1,8 × 10 mol dm о1

о3

о2

n = c × V ื n = 1,8 × 10 × 200,0 × 10 ฻ n = 3,6 × 10 mol NaCH3COO о2 m = n × M ื m = 3,6 × 10 × 82,03 ฻ m = 2,95 g NaCH3COO

166

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17.

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) A ionização de um ácido fraco é pouco extensa porque o valor da constante de acidez de um ácido fraco é baixo. (B) A base conjugada de um ácido muito forte é uma base muito fraca. (D) É uma solução tampão ácida. 18. Afirmações verdadeiras: (C); (D). Afirmações falsas: (A); (B); (E); (F). Correção das falsas: + (A) O valor de pH diminui porque aumenta a concentração em iões H3O . (B) As concentrações têm de ser apreciáveis e semelhantes. (E) Uma respiração rápida faz diminuir a concentração em dióxido de carbono. Diminuindo esta concentração, diminui a quantidade de H2CO3 formado. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, ao diminuir a quantidade de H2CO3 + diminui, também, a quantidade de H3O . O valor de pH aumenta. (F) Existem outros sistemas tampão. 19. Opção (D). 20.1 2 SO2 (g) + O2 (g) ื 2 SO3 (g) 20.2 Exotérmica. 20.3.1 Curva A. 20.3.2 Curva B. 20.3.3 Afeta pois diminui a energia de ativação. 20.3.4 A entalpia não sofre alteração pela presença do catalisador. 20.4 x - energia de ativação sem catalisador; y - energia de ativação com catalisador; z - entalpia da reação. 21. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) e (D) Não podem ser porque não correspondem à decomposição de H2O2, visto que a concentração deverá diminuir. (B) O tempo de reação com catalisador é menor. 22. Opção (B). 23. Opção (C). As outras são incorretas porque: –1 (A) É о51,5 kJ mol . (B) A energia de ativação sofre alteração. о1 (D) A energia de ativação é menor que 243,7 kJ mol . 24. Opção (C). Afirmações verdadeiras: II, V e VI. Correção das afirmações falsas: 2+ I. A velocidade é diferente porque no processo 1 existe um catalisador: Fe . a 2+ III. Na 1. etapa os iões Fe oxidam-se, sendo redutores. a 3+ IV. Na 2. etapa os iões Fe são oxidantes porque se reduzem.

Ficha formativa 5 – Do crude ao gás do petróleo liquefeito (GPL) e aos fuéis: destilação fracionada e cracking do petróleo. A química dos combustíveis fósseis. Moléculas polares e apolares 1. 2.

1. (C); 2. (E); 3. (D); 4. (A); 5. (B). Afirmações verdadeiras: (B); (C); (F). Afirmações falsas: (A); (D); (E). Correção das falsas: (A) Os produtos mais voláteis obtêm-se na parte superior da coluna de fracionamento. (D) As pressões são reduzidas. (E) As frações de menor massa molar. 3.1 Opção (B), porque o butano e o metilpropano têm igual fórmula molecular. 3.2 Opção (C). Esta operação é a única em que o número de átomos se mantém. n-Decano: CH3–(CH2)8–CH3 (C10H22); metano: CH4; propeno: C3H6; ciclo-hexano: C6H12. 4. Opção (C). 5.1.1 II. C5H12; IV. C3H8. 5.1.2 I. C5H10. 5.1.3 III. C4H6; V. C2H2.

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167

5.2.1 I.

II.

III.

5.2.2 6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 6.6 6.7 6.8 7.1

I. Pent-1-eno; II. Pentano; III. But-1-ino. Etano 1,1-Dimetilciclopropano 3-Metilpent-2-eno 3,3,4-Trimetilpent-1-eno Butan-2-ol Etilbenzeno Éter dietílico 3-Metilbut-1-ino

7.2

7.3

7.4

7.5

7.6

7.7 7.8

168

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8. 9.

10. 11.

Correspondem a hidrocarbonetos aromáticos os representados em I, IV e V, porque contêm o anel benzénico. Afirmações verdadeiras: (C) e (E). Afirmações falsas: (A); (B); (D); (F); (G); (H); (I). Correção das falsas: (A) O comprimento de ligação carbono-carbono no etano é maior do que no eteno, porque esta ligação no etano é covalente simples enquanto no eteno é covalente dupla. (B) Só se os hidrocarbonetos se encontrarem no estado gasoso. (D) O benzeno é muito pouco solúvel em água. (F) Nos hidrocarbonetos com igual número de átomos de carbono, quanto mais ramificada for a cadeia menor é a intensidade das forças de London e menor é o ponto de ebulição. (G) O benzeno é um híbrido de ressonância em que as ligações carbono-carbono têm uma ordem de ligação de 1,5. (H) A molécula do benzeno possui quinze pares de eletrões distribuídos por seis ligações carbono-carbono e por seis ligações carbono–hidrogénio. (I) O benzeno é um híbrido de ressonância. 1. (C); 2. (F); 3. (H); 4. (A); 5. (G); 6. (D); 7. (E); 8. (B). Opção (B). CnH2n + 2 + (n + 2) O2 ื n CO2 + (n + 1) + H2O –1 –1 M(CO2) = 44,01 g mol ; M(H2O) = 18,02 g mol Nesta reação formam-se n mol de CO2 e n + 1 mol de H2O. Como a reação entre a massa de CO2 e a massa de H2O é

33 , tem-se: 18

44,01 × n 33 = ื n = 3. O hidrocarboneto é C3H6. 18,02 (n + 1) 18

12.

Opção (C).

13.

Isómero de função:

14.1 I. Pent-2-eno; II. Propan-1-ol. 14.2 III.

IV.

14.3.1 Dois isómeros de função: propan-1-ol (C3H8O) e éter etilmetílico (C3H8O). Têm igual fórmula molecular. 14.3.2 Pent-2-eno e pent-1-eno.

14.4.1

14.4.2 São isómeros porque possuem igual fórmula molecular: C6H12. 14.4.3 São isómeros de cadeia. 14.5 O composto II, propan-1-ol. As ligações intermoleculares são ligações de hidrogénio, que são mais fortes que as ligações intermoleculares nos restantes compostos. Quanto mais forte for a ligação, maior será o ponto de fusão.

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169

15.1 Isómeros de cadeia: C4H10

15.2 Isómeros funcionais: C2H6O

15.3 Isómeros de posição: C4H8 CH3–CH=CH–CH3 e CH3–CH2–CH=CH2 But-2-eno But-1-eno 16. São isómeros os compostos com igual fórmula molecular. I. C3H8O; II. C3H8O; III. C4H8O; IV. C3H8O; V. C3H6O2; VI. C4H8O. I e IV: são álcoois e são isómeros de posição porque diferem na posição do grupo –OH.

I ou IV com II: I e IV são álcoois e II é um éter, com igual número de átomos de carbono. São isómeros de grupo funcional: I e IV contêm a função álcool e II contém a função éter.

III e VI: III é um aldeído e VI é uma cetona. São isómeros de grupo funcional.

17. 18.

19.

20.1 20.2 20.3 20.4 20.5

170

Opção (D). Na Tabela Periódica o raio atómico aumenta ao longo do grupo e a eletronegatividade, em geral, diminui ao longo do grupo. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) Se têm eletronegatividades semelhantes e se os elementos forem não metais, os átomos destes elementos ligam-se entre si através de ligações covalentes; polares se forem de elementos diferentes e apolares se forem do mesmo elemento. (C) A eletronegatividade é um parâmetro introduzido por Linus Pauling que mede a tendência de um átomo em atrair eletrões da ligação quando está ligado a outro átomo. Não se mede diretamente. (D) A eletronegatividade, em geral, diminui ao longo do grupo. A partir dos números atómicos podem localizar-se estes elementos na Tabela Periódica. 8O e 16S - grupo 16; 11Na - grupo 1; 9F - grupo 17. o o 8O e 9F pertencem ao 2. período da Tabela Periódica; 8O e 16S pertencem ao 3. período da Tabela Periódica. De acordo com a variação da eletronegatividade na Tabela Periódica e sabendo que, em geral, a eletronegatividade aumenta ao longo do período e diminui ao longo do grupo, ter-se-á: 9F, 8O, 16S, 11Na ou B; A; D; C. I. II ou IV ou V (são polares). I ou II ou IV. III. V.

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21.

(A) F2; a diferença de eletronegatividades é nula. A ligação é covalente simples apolar. (B) CaF2; ligação iónica. A diferença de eletronegatividades (4,0 – 1,0) é 3,0. Em geral, na ligação iónica a diferença de eletronegatividades é superior a 1,7. (C) N2; ligação covalente tripla apolar. A diferença de eletronegatividades é nula. (D) HF; a ligação é covalente simples polar. A diferença de eletronegatividades (4,0 – 2,1) é 1,9. Não é iónica porque não há cedência e captação de eletrões, mas antes partilha de eletrões. (E) CaO; ligação iónica. A diferença de eletronegatividades (3,5 – 1,0) é 2,5. 1. (B) e (E); 2. (A); 3. (D); 4. (C).

Ficha formativa 6 – Combustíveis gasosos, líquidos e sólidos 1.

2. 3.

4. 5.

6. 7.

8.

9. 10.

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) Pressão e volume de uma dada quantidade de gás, a determinada temperatura, são grandezas inversamente proporcionais. (B) A pressão constante, um dado volume de gás é diretamente proporcional à temperatura. (D) A volume constante, para uma dada quantidade de gás, pressão e temperatura são grandezas diretamente proporcionais. Opção (B). Opção (A). (B) e (C) Pressão e volume são grandezas inversamente proporcionais. Diminuindo a pressão de um terço, o volume triplica. Do mesmo modo, se o volume duplicar, a pressão reduz-se a metade. (D) Ao comprimir o gás, o volume diminui e a pressão aumenta. Se o volume diminuir para metade, a pressão aumenta para o dobro. –1 Opção (D). Os dois recipientes iguais e à mesma temperatura, contêm igual número de moléculas. M(H2) = 2,02 g mol –1 e M(He) = 4,00 g mol . A massa de hélio é, aproximadamente, o dobro da massa de hidrogénio. Opção (A). São isotérmicas as transformações I, III e IV porque a temperatura mantém-se constante. São isobáricas as transformações II e V porque a pressão é constante. V V' 39,5 (39,5 ି 18,8) 298,15 × 20,7 = ื = ื T’ = ฻ T’ = 156,2 K T T' 25 + 273,15 T' 39,5

Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) Em I: T = 600 K; p V = n R T ื 20 × 12 = n × 0,082 × 600 ฻ n = 4,88 mol de gás Em II: p V = n R T ื 12 × 20 = 4,88 × 0,082 × T ฻ T = 600 K A transformação I ื II é isotérmica. (C) Em IV: p V = n R T ื 12 × 12 = 4,88 × 0,082 × T ฻ T = 360 K. Ocorre a volume constante. Em III: p V = n R T ื 7,2 × 20 = 4,88 × 0,082 × T ฻ T = 360 K. A transformação III ื IV é isotérmica. (D) Em II: T = 600 K. A transformação IV ื I é isocórica (volume constante). Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) A fração molar depende da quantidade de cada gás e quantidade de moléculas gasosas, contidas no recipiente. (B) Mantendo o volume constante, quando a temperatura diminui a pressão total do sistema também diminui. (D) Não variando a quantidade de gases contidos no tubo, a massa não varia e a quantidade de matéria também não. 3 3 Opção (C). p V = p’ V’ ื 19,8 × 50,0 = 0,974 × V’ ฻ V’ = 1,02 × 10 dm –1 T = 25 + 273,15 ฻ T = 298,15 K (T permanece constante). M(O2) = 32,00 g mol . A quantidade de oxigénio que se adiciona é: n=

m 1,0 × 10ష1 –3 ืn= ฻ n = 3,1 × 10 mol O2 32,00 M

p n’ = p’ n ื

p n 70,0 × 103 n(N2 ) –3 = ื = ื 70,0 × n(N2) + 0,22 = 101,0 n(N2) ฻ n(N2) = 7,1 × 10 mol 101,0 × 103 n(N2 ) + 3,1 × 10ష3 p' n' –3

–1

m = n × M ื m = 7,1 × 10 × 28,02 ฻ m = 2,0 × 10 g N2 11.

–1

M(Ne) = 20,18 g mol . n =

m 2,02 × 10ష4 –5 ืn= ฻ n = 1,00 × 10 mol Ne 20,18 M

T = 27 + 273,15 ฻ T = 300,15 K –3 –5 –2 p V = n R T ื p × 3,0 × 10 = 1,00 × 10 × 0,082 × 300,15 ฻ p = 8,2 × 10 atm

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171

–1

12.1 M(O2) = 32,00 g mol . T = 27 + 273,15 ฻ T = 300,15 K m 320,0 3 V1 = 8,2 dm ; n1 = ื n = ฻ n1 = 10,00 mol O2; p2 = 7,5 atm M 32,00

Antes de se abrir a válvula do cilindro: p1 V1 = n1 R T1 ื p1 × 8,2 = 10,00 × 0,082 × 300,15 ฻ p1 = 30 atm 12.2

13.

p1 n1

=

p2 n2

ื

n(oxigénio que se liberta) = 10,00 – 2,5 ฻ n(oxigénio que se liberta) = 7,5 mol m = n × M ื m = 7,5 × 32,00 ฻ m = 240 g O2 Opção (D). m(He) = U(He) × V(He) ื n(He) × M(He) = U(He) × V(He); m(H2) = U(H2) × V(H2) ื n(H2) × M(H2) = U(H2) × V(H2) Consideram-se volumes iguais de hélio e hidrogénio, nas mesmas condições de pressão e temperatura, que contêm igual quantidade de matéria gasosa, n. n(He) × M(He) n(H2) × M(H2)

14.

30 7,5 = ฻ n2 = 2,5 mol O2 10,00 n2

=

ʌ(He) × V(He) M(He ) ఘ(He) 4,00 ఘ(He) ื = ื = ฻ U(H2) = 0,5U(He) ʌ(H2 ) × V(H2 ) M(H2 ) ఘ(H2 ) 2,02 ఘ(H2 ) –1

M(C4H10) = 58,12 g mol . Numericamente, a densidade de um gás que se expressa em g dm 3 de 1 dm desse gás. n=

pV 0,897 × 1,0 –2 ืn= ฻ n = 3,7 × 10 mol C4H10 RT 0,082 × 296,15 –2

m = n × M ื m = 3,7 × 10 × 58,12 ฻ m = 2,1 g C4H10

U= 15.

m 2,1 –3 ืU= ฻ U = 2,1 g dm V 1,0

p = 786 mm Hg ฻ p = 786 Torr 1 atm p = ฻ p = 1,03 atm 760 Torr 786 Torr m 1,28 –1 × 0,082 × 394,15 ฻ M = 161 g mol p M = × R T ื 1,03 × M = V 250 × 10ష3

16.1 TA = 77 + 273,15 ฻ TA = 350,15 K pA VA = n R T ื 6,0 × 1,0 = n × 0,082 × 350,15 ฻ n = 0,21 mol N2 3 16.2 Em A: pA VA = 6,0 × 1,0 ฻ pA VA = 6,0 atm dm 3 Em B: pB VB = 4,0 × 1,5 ฻ pB VB = 6,0 atm dm De A ื B, a transformação é isotérmica. –1 TA = TB = 350,15 K; M(N2) = 28,02 g mol m ื m = n × M ื m = 0,21 × 28,02 ฻ m = 5,9 g N2 M m 5,9 –3 U= ืU= ฻ U = 3,9 g dm V 1,5

n=

16.3 pC VC = n R TC. Em C: pC = pB = 4,0 atm 4,0 × 1,0 = 0,21 × 0,082 × TC ฻ TC = 232 K 17.1 N2H4 (Ɛ) + 2 H2O2 (aq) ื N2 (g) + 4 H2O (Ɛ) (–2)(+1)

(+1)(–1)

(0)

(+1)(–2)

Verifica-se variação no número de oxidação dos elementos N e O. 'n.o.(N) = 0 – (–2) ฻ 'n.o.(N) = +2; 'n.o.(O) = –2 – (–1) ฻ 'n.o.(O) = –1 17.2 A espécie redutora é N2H4 porque contém o elemento (N) que se oxida. –1 17.3 M(N2H4) = 32,05 g mol m 3,5 × 103 ืn= ฻ n = 109,2 mol N2H4 32,05 M 1 mol N2 H4 109,2 mol N2 H4 4 = ฻E = 7,1 × 10 kJ 6,5 × 102 kJ E

n=

17.4 T = 0 + 273,15 ฻ T = 273,15 K p V = n R T ื 2,0 × 33,6 = n × 0,082 × 273,15 ฻ n = 3,0 mol N2 Se ɻ = 100%, obter-se-ia: 2 mol H2 O2 n = ฻ n = 6,0 mol H2O2 1 mol N2 3,0 mol N2

Como ɻ = 75%, tem-se: n=

172

6,0 ฻ n = 8,0 mol H2O2 0,75

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–3

é igual a massa

ο

18.1 2 KCƐO3 (s) ՜ 2 KCƐ (s) + 3 O2 (g) –1 M(KCƐO3) = 122,55 g mol n=

m 6,13 –2 ืn= ฻ n = 5,00 × 10 mol KCƐO3 M 122,55

2 mol KCκO3 5,00 × 10ష2 mol KCκO3 –2 = ฻ n = 7,50 × 10 mol O2 3 mol O2 n –2

3

p V = n R T ื 1,0 × V = 7,50 × 10 × 0,082 × 293,15 ฻ V = 1,8 dm O2 ష2

2 mol KCκO3 5,00 × 10 mol KCκO3 –2 = ฻ n = 5,00 × 10 mol KCƐ 2 mol KCκ n –2 Como ɻ = 65%, n = 3,25 × 10 mol KCƐ

18.2 Se ɻ = 100%:

–1

–2

M(KCƐ) = 74,55 g mol ; m = n × M ื m = 3,25 × 10 × 74,55 ฻ m = 2,42 g KCƐ n 2 mol KCκO3 = ฻ n = 0,0325 mol KCƐO3 2 mol KCκ 3,25 × 10ష2 mol KCκ m = n × M ื m = 0,0325 × 122,55 ฻ m = 3,98 g KCƐO3

Existem no sistema reacional: 6,13 – 3,98 = 2,15 g KCƐO3 18.3.1 Reagente: n.o.(K) = +1; n.o.(CƐ) = +5; n.o.(O) = –2. Produtos da reação: n.o.(K) = +1; n.o.(CƐ) = –1; n.o.(O) = 0. 18.3.2 'n.o.(K) = +1 – (+1) ฻ 'n.o.(K) = 0 'n.o.(CƐ) = –1 – (+5) ฻'n.o.(CƐ) = –6 O elemento cloro sofre redução porque o número de oxidação varia de +5 para –1. 'n.o.(O) = 0 – (о2) ฻ 'n.o.(O) = +2 O elemento oxigénio sofre oxidação porque o número de oxidação varia de –2 para 0.

Ficha formativa 7 – De onde vem a energia dos combustíveis 1.

2.

3.

4.1

Opção (B). as outras são incorretas porque: (A) Num sistema isolado não há trocas de energia com a vizinhança. (C) A energia interna não varia. (D) A quantidade de matéria é uma função de estado. Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) A energia interna só é positiva se a energia absorvida, como calor, for superior ao trabalho exercido sobre o meio exterior. (C) A energia interna é igual, mas de sinal contrário, à do meio exterior. (D) Num sistema isolado não há trocas de energia na forma de calor com o meio exterior. 3 5 5 Opção (D). Condições iniciais: Vi = 50,0 dm ; pi = 15,0 × 1,01 × 10 Pa; Condições finais: Vi = ?; pi = 2,50 × 1,01 × 10 Pa. 6 5 3 pi × Vi = pf × Vf ื 1,515 × 10 × 50,0 = 2,525 × 10 × Vf ฻ Vf = 300,0 dm 5 –3 –3 W = pexterior × 'V ื W = о2,525 × 10 × (300,0 × 10 – 50,0 × 10 ) ฻ W со63,1 kJ Como há expansão, o trabalho é negativo, por convenção. 7 –3 –3 7 о2,37 × 10 = оpexterior × (2000,0 × 10 – 30,0 × 10 ) ฻ pexterior = 1,20 × 10 Pa pexterior =

4.2 5. 6.

7.

1,20 × 107 ฻ pexterior = 119 atm 1,01 × 105 о3

7

8

3

pi × Vi = pf × Vf ื pi × 30,0 × 10 = 1,20 × 10 × 2,0 ฻ pi = 8,00 × 10 Pa ou pi = 7,92 × 10 atm I. O trabalho é de expansão e, por convenção, negativo. II. O trabalho é de compressão e, por convenção, positivo. III. O trabalho é de compressão e, por convenção, positivo. IV. O trabalho é de expansão e, por convenção, negativo. T = 527 + 273,15 ฻ T = 800,15 K O trabalho é de compressão e 'n = 2. p V = n R T ื W = 'n R T ื W = 2 × 8,31 × 800,15 ฻ W = 13300 J Opção (A). O processo é exotérmico porque a água ao passar do estado gasoso para o estado líquido (arrefecimento) liberta energia. Por convenção, 'H < 0. 'H со285,5 – (о241,6) ฻ 'H со43,9 kJ 143 kJ ฻ 'H соϳϭ͕ϱŬ:. 2 mol NH3

8.1

A reação é exotérmica e como ocorre a pressão constante, 'H = о

8.2 9.

о143 kJ Equação II, porque nem todos os componentes do sistema reacional se encontram no estado padrão.

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173

3 2

10.1 Ca (s) + C (grafite) + O2 (g) ื CaCO3 (s) C (grafite) + 3 H2 (g) ื C3H6 (g) Mg (s) + CƐ2 (g) ื MgCƐ2 (s) Opção (C). I. 'H = 'fH (NaHCO3Ϳо'fH ;EĂK,Ϳо'fH (CO2) ื 'H соϵϱϬ͕ϴϭ– ;оϰϮϱ͕ϲϭͿ– ;оϯϵϯ͕ϱͿ฻ 'H соϭϯϭ͕ϳŬ: II. 'H = 2 'fH (SO3) – 2 'fH (SO2Ϳо'fH (O2) ื 'H сϮп;оϯϵϱ͕ϳϮͿ– 2 × (о296,83) – 0 ฻ 'H соϭϵϳ͕ϳϴŬ: III. 'H = 6 'fH (H2O) + 4 'fH ;EKͿоϰ'fH (NH3) – 5 'fH (O2) ื 'H сϲп;оϮϰϭ͕ϴͿнϰп;нϵϬ͕ϯͿ– ϰп;оϰϲ͕ϭͿ– 0 ฻ ฻ 'H соϵϬϱ͕ϮŬ: IV. 'H = 'fH ;;ĚŝĂŵĂŶƚĞͿͿо'fH (C (grafite)) ื 'H = 1,9 – 0 ฻ 'H = 1,9 kJ V. 'H = 'fH (H2O (g)) о 'fH (H2O (Ɛ)) ื 'H со241,8 – ;о285,8) ฻ 'H = 44,0 kJ 12.2 I, II e III – reações exotérmicas. IV e V – reações endotérmicas. 13.1 Afirmações corretas: (B) e (D). 13.2.1 Fórmula molecular: C6H12

10.2 10.3 11. 12.1

13.2.2 14.

P=

3920

4

–2

8,416 × 10

о1

฻ P = 4,658 × 10 kJ kg

C6H12O6 (aq) ื 6 C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g) 6 C (s) + 6 O2 (g) ื 6 CO2 (g) 6 H2 (g) + 3 O2 (g) ื 6 H2O (Ɛ) Equação global: C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ื 6 CO2 (g) + 6 H2O (Ɛ) 1 2

15.

'H = +1263 kJ 'H соϮϰϳϴŬ: 'H соϭϳϭϲŬ: о1 'H со2931 kJ mol

2 HCƐ (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) + CƐ2 (g)

'H соϳϰŬ:

H2 (g) + F2 (g) ื 2 HF (g)

'H соϱϰϲŬ:

1 H2O (Ɛ) ื H2 (g) + O2 (g) 2 Equação global: 2 HCƐ (g) + F2 (g) ื 2 HF (g) + CƐ2 (g)

'H = +286 kJ

C6H6O2 (aq) ื C6H4O2 (aq) + H2 (g)

16.

1 2

о1

'H со334 kJ mol 'H = +177 kJ

H2O2 (aq) ื H2O (Ɛ) + O2 (g)

'H = о95 kJ

1 H2 (g) + O2 (g) ื H2O (Ɛ) 2

'H соϮϴϲŬ:

Equação global: C6H6O2 (aq) + H2O2 (aq) ื C6H4O2 (aq) + 2 H2O (Ɛ)

о1

'H со204 kJ mol

Ficha formativa 8 – Os plásticos e os materiais poliméricos. Polímeros sintéticos e a indústria dos polímeros. Novos materiais 1. 2. 3. 4.

5. 6.1 6.2

Opção (D). Opção (D). 1. (C); 2. (D); 3. (B); 4. (A). Afirmações verdadeiras: (B); (E); (G); (H). Afirmações falsas: (A); (C); (D); (F). Correção das falsas: (A) Voltam à forma inicial. (C) As fibras são resistentes. (D) Os termoplásticos são recicláveis. (F) Os plásticos termoendurecíveis não são recicláveis. 1. (B); 2. (D); 3. (A); 4. (C). Opção (C). O terylene é uma fibra (poliéster) e um copolímero de condensação. о1 M(unidade estrutural) ൙ M(C10H10O4) = 194,18 g mol

D= 7.

174

Mmédia (polímero) 117 × 103 ืD= ฻ D = 602 194,18 Mmédia (unidade estrutural)

Opção (C). Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

8.1

Etileno.

8.2

8.3 8.4

Polietileno (PE). о1 M(unidade estrutural) = 28,05 g mol Mmédia (polímero) Mmédia (polímero) о1 ื 4000 = ฻ Mmédia (polímero) = 112 200 g mol Mmédia (unidade estrutural) 28,05 Mmédia (polímero) 105 000 grau de polimerização = ื 2500 = ฻ Mmédia (unidade estrutural) Mmédia (unidade estrutural)

grau de polimerização =

9.1

о1

฻ Mmédia (unidade estrutural) = 42,0 g mol 9.2

9.3 Monómero: propeno; polímero: polipropileno. 10.1 [CH2–CH2]x+ 3x O2 ื 2x CO2 + 2x H2O 10.2 n =

1,00 ×106 4 ; n(CO2) = n(PE) × 2x ฻ x = 7,13 × 10 mol CO2 28,05 4

23

28

N = n × NA ื N = 7,13 × 10 × 6,02 × 10 ฻ N = 4,29 × 10 moléculas CO2 3x mol O2 n 5 10.3 = ฻n = 1,07 × 10 mol O2 2x mol CO2 7,13 × 104 mol CO2 5

6

VO2 = n × Vm ื VO2 = 1,07 × 10 × 22,4 ฻ VO2 = 2,40 × 10 dm

3

7 3 Var # 5 × VO2 ฻ Var # 1,20 × 10 dm

11.1

11.2 Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) É um polímero de condensação. (B) Resulta da condensação de um diácido e uma diamina. (D) É uma poliamida. 11.3 C12H22O2N2. о1 5 о1 11.4 Opção (A). M(C12H22O2N2) = 226,32 g mol ; Mmédia (polímero) = 550 × 226,32 ฻ Mmédia (polímero) =1,245 × 10 g mol 12. Opção (D). 13.1 Vcompósito = Vfibra + Vresina ื1,620 (Vfibra + Vresina) = 1,750 × Vfibra + 1,230 Vresina ื 0,130 × Vfibra = 0,390 × Vresina ฻ =

Vfibra = Vresina

0,390 ฻ Vfibra = 3 Vresina 0,130

Em 100%: 3 × Vresina + Vfibra = 100 ฻ Vresina = 25% e Vfibra = 75% 3 13.2 Para 100 cm de compósito: mcompósito = 1,620 × 100 ฻ mcompósito = 162 g mfibra = 1,75 × 75 ฻ mcompósito = 131,25 g %(m/m) (fibra) =

131,25 × 100 ฻ %(m/m) (fibra) = 81% 162

%(m/m) (resina) = 100 – 81 ฻ %(m/m) (resina) = 19%

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175

Testes Teste 1 Grupo I Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) Os elementos representados em III e IV pertencem, respetivamente aos grupos 3 e 8 da Tabela Periódica. (C) O elemento II é um elemento do bloco s, grupo 1 e quarto período. Os elementos III e IV são de transição porque têm a orbital d em preenchimento. (D) O raio atómico do elemento representado em II é superior ao raio atómico do elemento representado em IV, porque são elementos do mesmo período. O número atómico de IV é superior ao número atómico de II e o raio atómico diminui ao longo do período. 1.2 Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) Os elementos I, V e VI são elementos do mesmo grupo da Tabela Periódica – grupo 14. Os elementos I, V e VI pertencem, respetivamente, ao segundo, quinto e sexto períodos da Tabela Periódica. A energia de ionização diminui ao longo do grupo. O elemento que possui maior energia de ionização é o elemento representado em I. (B) É o elemento representado em VI porque possui maior número de camadas e maior carga nuclear, sendo o efeito do aumento do número de camadas, n, o efeito fundamental. (D) Pertencem ao mesmo grupo. 2.1 Opção IV. A é falsa porque a energia de ionização diminui ao longo do grupo devido ao aumento do número de camadas. B é verdadeira. Ϯо 2 2 6 2.2 Opção I. A é verdadeira. Se a configuração eletrónica de X é 1s 2s 2p , então a configuração eletrónica de X é 2 2 4 1s 2s 2p . B é verdadeira. 2.3 Opção V. A é falsa porque elementos que pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica, têm o mesmo número de camadas. B é falsa. 6C e 14Si são elementos do mesmo grupo da Tabela Periódica. Ei (C) > Ei (Si). 2.4 Opção II. A é verdadeira e B é verdadeira. 2.5 Opção III. A é verdadeira e B é falsa. A grafite é um bom condutor da corrente elétrica. 3. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) O elemento zinco sofre oxidação, porque aumenta o seu número de oxidação de 0 para +2. (B) HCƐ é a espécie oxidante porque contém o elemento (H) que sofre redução. O número de oxidação do hidrogénio passa de +1 para 0. (C) O zinco sofre oxidação e atua como redutor. + о 4.1.1 Semirreação de redução: H2O2 (Ɛ) + 2 H (aq) + 2e ื 2 H2O (Ɛ) о о Semirreação de oxidação: 2 I (aq) ื I2 (aq) + 2e + о 4.1.2 H2O2 (Ɛ) + 2 H (aq) + 2 I (aq) ื I2 (aq) + 2 H2O (Ɛ) 4.2 H2O2 atua como oxidante porque contém o elemento que sofre redução, que é o oxigénio. 'n.o.(O) = о1. 1.1

1.1 1.2

2.1 2.2 2.3

2.4 2.5 3.1 3.2

176

Grupo II Opção (A). O átomo do elemento metálico (Fe) sofre oxidação cedendo 3 eletrões. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) A zona do metal onde ocorre a redução chamaоse cátodo. (B) O ferro atua como ânodo. 0 2+ 0 2+ (D) Como E (Pb/Pb ) < E (Fe/Fe ), o ferro oxidaоse mais facilmente que o chumbo. Ânodo: chumbo, Pb (s). Cátodo: cobre, Cu (s). Do chumbo (ânodo) para o cobre (cátodo). 2+ о Semirreação de redução: Cu (aq) + 2 e ื Cu (s) 2+ о Semirreação de oxidação: Pb (s) ื Pb (aq) + 2 e 2+ 2+ Reação global: Cu (aq) + Pb (s) ื Cu (s) + Pb (aq) 2+ 2+ Pb (s) | Pb (aq) || Cu (aq) | Cu (s) 0 0 f.e.m. = E (cátodo) о E (ânodo) ื f.e.m. = +0,34 + 0,13 ฻ f.e.m. = +0,47 V Reação II porque não é espontânea, isto é, não é extensa no sentido direto. Opção (B).

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3.3.1

3.3.2

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) A espécie redutora (C) cede eletrões. (B) 'n.o.(Cu) = 0 о 2 ฻ 'Ŷ͘Ž͘;ƵͿсо2. (D) O cobre reduz-se porque a variação do seu número de oxidação é negativa. о1 о1 о1 M(C) = 12,01 g mol ; M(CuO) = 79,55 g mol ; M(CO2) = 44,01 g mol m 40,0 ืn= ฻ n = 3,33 mol C M 12,01 397,8 ฻ n =5,00 mol CuO CuO (s): n = 79,55 3,33 5,00 Para C: = 3,33. Para CuO: = 2,50 1 2

C (s): n =

3.3.3

O reagente limitante é CuO (s). Opção (D). V 33,6 ืn= ฻ n =1,50 mol de CO2 Vm 22,4 2 mol CuO 5,00 mol CuO = ฻ n =2,50 mol de CO2 1 mol CO2 n nreal 1,50 K= × 100 ื K = × 100 ฻ K = 60% nteórico 2,50

n=

4.1 4.2

4.3 4.4

Será mais redutor o metal que apresenta menor valor de potencial padrão de redução. Neste caso, em solução aquosa é o cálcio (Ca) e em solução amoniacal é o sódio (Na). 2+ Semirreação de redução: MnOି 4 (aq) ื Mn (aq) + о 2+ ି (MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 5 e ื Mn (aq) + 4 H2O (Ɛ)) × 2 + о 2+ 2 MnOି 4 (aq) + 16 H (aq) + 10 e ื 2 Mn (aq) + 8 H2O (Ɛ) Semirreação de oxidação: H2O2 (Ɛ) ื O2 (g) + о (H2O2 (Ɛ) ื O2 (g) + 2 H (aq) + 2 e ) × 5 + о 5 H2O2 (Ɛ) ื 5 O2 (g) + 10 H (aq) + 10 e + 2+ ି Reação global: 2 MnO4 (aq) + 5 H2O2 (Ɛ) + 6 H (aq) ื 2 Mn (aq) + 5 O2 (g) + 8 H2O (Ɛ) Opção (A). Opção (C). 2+ MnOି 4 /Mn ; O2/H2O2 (+7)

;нϮͿ;ϬͿ;о1)

Grupo III 1.1 Na ponte salina. 1.2.1

2+

3

о3

2+

3

о3

1.2.2 Fe (s) | Fe (aq) (1,0 × 10 mol dm )|| Cu (aq) (1,0 × 10 mol dm ) | Cu (s) 2+ о 1.2.3 Cu (aq) + 2 e ื Cu (s) 2+ о Fe (s) ื Fe (aq) + 2 e 0 0 1.3 f.e.m. = E (cátodo) о E (ânodo) ื f.e.m. = +0,34 + 0,44 ฻ f.e.m. = +0,78 V 1.4

[Fe2+ ] 1,00 ×10ష3 о3 ฻ Q = 2,0 × 10 2+ ื Q = 5,0 ×10ష1 [Cu ] 0,059 0,059 о3 log Q ื Epilha = +0,78 о log (2,0 × 10 ) ฻ Epilha = 0,70 V Epilha = E0pilha о n 2

Q=

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177

Teste 2 1.1 1.2 1.3

2.

3.

1.1 1.2 1.3 2.1 2.2 2.3

3.1

Grupo I Opção (B), porque as ligações entre os átomos de carbono são covalentes. Diamante. No diamante, as ligações entre os átomos de carbono que ocupam os vértices de tetraedros são covalentes. Na grafite, os átomos de carbono formam anéis hexagonais que se dispõem em camadas paralelas. As ligações ĐĂƌďŽŶŽоcarbono, em cada camada, são covalentes. As ligações entre as camadas são forças de van der Waals. Opção (C). As outras opções são incorretas porque: (A) O alumínio sofre oxidação. (B) O alumínio ao sofrer oxidação perde massa. 2+ (D) O alumínio atua como suporte para a deposição de chumbo metálico, visto que Pb se reduz. 0 Se as reações são completas, no sentido direto, significa que a espécie que nesse sentido se reduz tem maior E do que a espécie que se oxida. Assim: 0 2+ 0 3+ I. E (Cu /Cu) > E (AƐ /AƐ) 0 2+ 0 3+ II. E (Fe /Fe) > E (AƐ /AƐ) 0 2+ 0 2+ III. E (Cu /Cu) > E Fe /Fe) 0 2+ 0 2+ 0 3+ Pode concluirоse: E (Cu /Cu) > E (Fe /Fe) > E (AƐ /AƐ). Grupo II о K[AgF4]. Como a carga de K é +1, o ião complexo é [AgF4] . 3+ Neste caso, a carga do catião é Ag . O número de coordenação é 4. Ligação covalente dativa ou coordenada, porque o átomo de oxigénio é dador de um par de eletrões que faz a ligação entre os átomos de Fe e de O. 2+ Fe é ácido de Lewis porque aceita um par de eletrões do átomo de oxigénio da molécula de água. A água é base de Lewis porque fornece um par de eletrões para a ligação covalente coordenada. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) O número de coordenação do ião complexo é 6. 4– (C) O ião complexo seria [Fe(CN)6] . (D) A água é um ligando monodentado. Se ni for o número inicial de moléculas dissolvidas, 20% destas moléculas não se ionizam. Assim:

3.2

20 × ni = 4,0 × 1015 ฻ ni = 2,0 × 1016 moléculas dissolvidas 100

0,80 × ni = 0,80 × 2,0 × 1016 = 1,6 × 1016 moléculas ionizadas Opção (D). O número total de moléculas e iões presentes é igual à soma do número de moléculas não ionizadas com o número de iões (positivos e negativos) resultantes das moléculas que se ionizam. 16

4.

x Número de moléculas não ionizadas = 2,0 × 10 – 1,6 × 1016 = 4,0 × 1015 . Em função de ni (20% de ni), n = 0,20 ni. x Número de iões resultantes de moléculas que se ionizam: Moléculas ionizadas: 80% de ni. + о Cada molécula origina dois iões: AB (aq) ֖ A (aq) + B (aq) O número de iões é duplo do número de moléculas ionizadas. Assim: número de iões = 2 × 0,80 ni ฻ número de iões = 1,6 ni. Partículas totais: nt = n + número de iões ื 0,20 ni + 1,6 ni ฻ nt = 1,80 ni CH3COOH (aq) + NaOH (aq) ื NaCH3COO (aq) + H2O (Ɛ) о3 о1 о3 NaOH: n = c × V ื n = 20,0 × 10 × 1,00 × 10 ฻ n = 2,00 × 10 mol NaOH + о NaCH3COO (aq) ื Na (aq) + CH3COO (aq) о Pela estequiometria da reação: n(NaOH) = n(NaCH3COO) = n(CH3COO ). 3 Vt = 0,020 + 0,020 ฻ Vt = 0,040 dm + о O ião Na não sofre hidrólise mas o ião CH3COO sofre hidrólise porque é a base conjugada de um ácido fraco. A о о reação de hidrólise é: CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq) о

n V

о

[CH3COO ] = ื [CH3COO ] =

178

2,0 × 10ష3 о о2 о3 ฻ [CH3COO ] = 5,0 × 10 mol dm 40,0 × 10ష3

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о

о

CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH + OH (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

5,0 × 10

о2

–

؆0

؆0

–

x

x

о2

5,0 × 10 о x ؆ о2 5,0 × 10

о3

Kw 1,0 × 10ష14 о10 ื Kb = ฻ Kb = 5,6 × 10 Ka 1,8 × 10ష5 [CH3 COOH]e × [OHష ]e x2 о10 о6 о3 ื 5,6 × 10 = ฻ x = 5,3 × 10 mol dm Kb = [CH3 COOష ]e 5,0 × 10ష2

Kb =

о

5.1 5.2 6.1

6.2

ƉK,соůŽŐ΀K, ] ฻ pOH = 5,3 pH = 14 – 5,3 ฻ pH = 8,7 Todos os sais apresentam caráter básico ou alcalino, porque derivam de base forte e ácidos fracos. O sal que apresenta maior valor de pH é NaZ, porque o ácido é o mais fraco dos três ácidos apresentados, visto ter menor valor de constante de acidez. Opção (D). Pelo Princípio de Le Chatelier, diminuindo a concentração em CO2 (g) na reação representada em I, o sistema evolui no sentido da reação inversa diminuindo a concentração em CO2 (aq), e, consequentemente, a + concentração em iões H3O . O pH da solução aumenta. + оpH + о7,4 + о8 о3 [H3O ] = 10 ื [H3O ] = 10 ฻ [H3O ] = 4,0 × 10 mol dm 2

[H2CO3]e =

1.1 1.2

1.3 1.4

൫4,0 × 10ష8 ൯ Ka

Grupo III A titulação ƉŽƚĞŶĐŝŽŵĠƚƌŝĐĂĠŵĂŝƐƉƌĞĐŝƐĂƋƵĞĂƚŝƚƵůĂĕĆŽǀŽůƵŵĠƚƌŝĐĂĄĐŝĚŽоďĂƐĞƉŽƌƋƵĞĠŵĂŝƐƐĞŶƐşǀĞůĂƉĞƋƵĞŶĂƐ variações de pH. + H3PO4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ H2POି 4 (aq) + H3O (aq) + 2ି H2POି 4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HPO4 (aq) + H3O (aq) + 2ି 3ି HPO4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ PO4 (aq) + H3O (aq) As zonas tampão são: AC, DF e GI. 2ି H2POି 4 /HPO4

Teste 3 Grupo I 1.1

NOି 2 (+3Ϳ;о2)

1.2

(aq) +

Cr2 O2ି 7

(aq) + Cr (aq)

(+5Ϳ;о2)

(+3)

(aq) ֖

(+6) ;о2)

3+

NO3ି

ି Semirreação de oxidação: NOି 2 (aq) ֖ NO3 (aq) + о ି (NOି 2 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NO3 (aq) + 2 H (aq) + 2 e ) × 3 + о ି 3 NOି 2 (aq) + 3 H2O (Ɛ) ֖ 3 NO3 (aq) + 6 H (aq) + 6 e 3+ 2ି Semirreação de redução: Cr2 O7 (aq) ֖ Cr (aq) + о 3+ Cr2 O2ି 7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e ֖ 2 Cr (aq) + 7 H2O (Ɛ) + 3+ 2ି ି Reação global: 3 NOି 2 (aq) + Cr2 O7 (aq) + 8 H (aq) ֖ 3 NO3 (aq) + 2 Cr (aq) + 4 H2O (Ɛ) Opção (B). As outras são incorretas porque: 3+ ି 2ି (A) NOି 3 / NO2 ; Cr2 O7 / Cr

(+5Ϳ;о2) (+3Ϳ;о2)

(+6Ϳ;о2)

(+3) 3+

ି ି 'n.o.(N) = о2; 'n.o.(Cr) = о3. O par Cr2 O2ି 7 /Cr tem um potencial padrão de redução superior ao do par NO3 /NO2 . 2ି (C) Com base na estequiometria da reação, por cada mole de iões Cr2 O7 consumidos, formamоse 4 mol de H2O (Ɛ). (D) Os iões Cr2 O2ି 7 são o agente oxidante, porque contêm o elemento (Cr) que se reduz. 2+

+

1

3+

2.1

2 Fe (aq) + 2 H (aq) + O2 (g) ื 2 Fe (aq) + H2O (Ɛ)

2.2

Porque o potencial padrão de redução da reação direta é superior ao potencial padrão de redução da reação inversa, 0 pelo que 'E tem valor positivo. 0 0 'E = 1,23 о 0,77 ฻ 'E = +0,46 V. Na reação de oxidação do cobalto, vem:

2.3

2

2+

+

1

3+

2 Co (aq) + 2 H (aq) + O2 (g) ื 2 Co (aq) + H2O (Ɛ) 2

0

0

0

'E = 1,23 о 1,82 ฻ 'E = о0,59 V. 'E < 0, a reação não é espontânea. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

179

3.

4.1

Afirmações verdadeiras: (C); (F). Afirmações falsas: (A); (B); (D); (E); (G); (H). Correção das falsas: (A) Nos iões complexos a ligação entre o ião central e os ligandos são covalentes coordenadas porque a condição para uma molécula atuar como ligando em iões complexos é que possua pares de eletrões não partilhados. (B) O número de coordenação de um ião complexo é o número de ligandos ligados coordenadamente ao catião metálico. Relativamente à carga do catião metálico, o número de ligandos é muito variável. (D) Na formação de um ião complexo, para atuar como ligandos, estes têm de possuir, pelo menos, um par de eletrões não partilhado. (E) Num composto de coordenação, os ligandos podem ser iões. O composto de coordenação tem é de ser eletricamente neutro. (G) Para formar ligações covalentes coordenadas, uma molécula tem de ceder um par de eletrões. (H) Num ião complexo o catião metálico é um ácido de Lewis, porque é um recetor de eletrões. о NH4CƐ (aq) ื NH+4 (aq) + CƐ (aq) о O ião CƐ não sofre hidrólise, mas o ião NH+4 por ser um ácido conjugado de uma base fraca (NH3) sofre hidrólise de + acordo com a equação química: NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) + о5,4 + о6 о3 pH = 5,4 ื [H3O ] = 10 ฻ [H3O ] = 4,0 × 10 mol dm +

NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

о3

ci

–

ci о x ؆ ci

–

؆0 4,0 × 10

о6

+

x = [H3O ]e = [NH3]e = 4,0 × 10 mol dm Ka(NH+4 ) =

4,0 × 10

о6

о3

Kw о10 ื Ka(NH+4 ) = 5,6 × 10 1,8 × 10ష5 2

5,6 × 10

؆0 о6

о10

=

2

൫4,0 × 10ష6 ൯ ൫4,0 × 10ష6 ൯ о2 о3 о2 о3 ื [NH+4 ]e = ฻ [NH+4 ]e = 2,9 × 10 mol dm ou [NH+4 ]e ؆ 3,0 × 10 mol dm + [NH4 ]e 5,6 × 10ష10

[NH+4 ]i = [NH+4 ]e e [NH+4 ]i = cNH4CƐ о2

4.2

о

+

Kw = [H3O ]e × [OH ]e ื 1,0 × 10 5.1

о3

A concentração do sal é 3,0 × 10 mol dm . + о6 о3 [H3O ]e = 4,0 × 10 mol dm о14

о6

о

+

о

о

= 4,0 × 10 × [OH ]e ื [OH ]e =

1,0 × 10ష14 о о9 о3 ฻ [OH ]e = 2,5 × 10 mol dm 4,0 × 10ష6

+

KCH3COO (aq) ื K (aq) + CH3COO (aq). O ião K não apresenta propriedades ácidoоbase; não sofre hidrólise. O ião о CH3COO é uma base conjugada de um ácido fraco (CH3COOH). cKCH3COO =

2,0 × 10ష2 о1 о3 ฻ cKCH3COO = 1,0 × 10 mol dm 200,0 × 10ష3 о

о

CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

о3

1,0 × 10

о1

–

؆0

؆0

–

x

x

о1

1,0 × 10 о x о1 ؆ 1,0 × 10

Kw о о10 ื Kb(CH3COO ) = 5,6 × 10 1,8 × 10ష5 [CH3 COOH]e × [OHష ]e x2 о10 о6 о3 ื 5,6 × 10 = ฻ x = 7,48 × 10 mol dm Kb = [CH3 COOష ]e 1,଴0 × 10షభ

Kb =

о

о6

[OH ]e = 7,48 × 10 mol dm +

[H3O ] =

Kw 1,0 × 10ష14 + + о9 о3 ฻ [H3O ] = 1,34 × 10 mol dm ష ื [H3O ] = [OH ] 1,8 × 10ష5 +

5.2

180

о3

о9

pH = оlog [H3O ] ื pH = оlog (1,34 × 10 ) ฻ pH = 8,9 A adição de CH3COOH (aq) faz com que haja um aumento momentâneo na concentração deste ácido. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o sistema evolui no sentido inverso até se restabelecer o equilíbrio. Assim, aumenta a о concentração em CH3COO , aumenta a concentração em CH3COOH (porque a quantidade de ácido adicionada não foi о completamente consumida) e diminui a concentração em OH . Ao diminuir esta concentração, o valor de pH também diminui.

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Grupo II 1. Afirmações verdadeiras: (B); (D). Afirmações falsas: (A); (C); (E). Correção das falsas: (A) Para que as colisões sejam eficazes é necessário que as moléculas colidam com uma energia cinética igual ou superior à energia mínima e com uma orientação correta. (C) O complexo ativado corresponde a um estado de transição em que se verifica um arranjo menos estável dos átomos. (E) A energia de ativação com catalisador é menor e forma-se sempre o complexo ativado. 2. Opção (C). A reação é endotérmica e Y representa a energia de ativação sem catalisador. 3.1 Opção (A). A fórmula de estrutura de 2,3-dimetilbutano é

e a sua fórmula molecular é C6H14. A fórmula racional do hexano é CH3–(CH2)4–CH3 e a sua fórmula molecular é C6H14. Os compostos I e V são isómeros de cadeia. As outras são incorretas porque: (B) Os compostos VII e VIII não são isómeros porque têm diferentes fórmulas moleculares: C7H8 e C6H6O, respetivamente. (C) O composto II e a propanona são isómeros porque têm igual fórmula molecular: C3H6O. O composto II é um aldeído e a propanona é uma cetona. São isómeros de grupo funcional. (D) III e IV são isómeros de posição. 3.2.1 A 50 °C e à pressão de 1,0 atm, o composto IV (butan-1-ol) é líquido e o composto VI (éter dietilíco) é um gás. 3.2.2 O composto IV estabelece, entre as suas moléculas, ligações de hidrogénio. O composto VI, fracamente polar, estabelece entre as suas moléculas ligações do tipo dipolo permanente-dipolo permanente. 4.1 As fórmulas de estrutura do dióxido de carbono (A) e do monóxido de carbono (B) são:

4.2

As moléculas de CO2 e de CO são lineares. Na molécula de CO2 existem duas ligações carbonoоoxigénio covalentes duplas polares. Devido à geometria da molécula, o composto é apolar. Na molécula de CO existe uma ligação carbono-oxigénio covalente tripla polar. A molécula possui uma única ligação polar, pelo que é polar. Podem representar-se duas fórmulas de estrutura para o SO2 porque ambas obedecem à regra do octeto.

Uma única fórmula de Lewis não pode descrever apropriadamente este tipo de ligação. Cada uma destas fórmulas representadas é chamada fórmula de ressonância da molécula.

1.1 1.2 1.3

1.4

Grupo III a о coluna de fracionamento; b о balão de destilação; c о manta de aquecimento; d о termómetro; e о saída de água; f о condensador de Liebig; g о entrada de água. Para garantir a ebulição suave da mistura. Afirmações verdadeiras: (B); (E); (H). Afirmações falsas: (A); (C); (D); (F); (G). Correção das falsas: (A) Uma vez a mistura em ebulição, os primeiros vapores formados condensam nos recortes situados na parte inferior da coluna. (C) A composição do vapor vai ficando mais rica no constituinte mais volátil, em cada passo. (D) Quanto mais alta for a coluna de fracionamento, maior o grau de pureza do destilado. (F) As frações destiladas obtidas por destilação fracionada são mais puras. (G) Os componentes mais voláteis possuem temperaturas de ebulição mais baixas. Opção (B).

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181

Teste 4 Grupo I 1.1

1.2 1.3

2.1

Ozono: O3 Oxigénio: O2 Molécula de oxigénio (O2): O.L. = 2. Molécula de ozono (O3): O.L. = 1,5. O comprimento da ligação na molécula O2 é menor porque a ordem de ligação é maior. Quanto maior a ordem de ligação, maior a energia de ligação e menor o comprimento da ligação.

2.2

Na molécula de CCƐ4 porque nesta molécula existem quatro ligações carbonoоcloro que são covalentes simples polares. São ligações polares porque se estabelecem entre átomos de elementos diferentes e a diferença de eletronegatividade entre o carbono e o cloro é diferente de zero (3 о 2,5 = 0,5). Opção (B).

2.3

ሬԦ ሬԦ = 0 CCƐ4: ʅ ሬԦ = ሬ0Ԧ CƐ2: ʅ C (s) + 2 CƐ2 (g) ื CCƐ4 (Ɛ) (0)

3.1 3.2

3.3

(0)

(+4)(о1)

A espécie redutora é C (s) porque sofre oxidação. O número de oxidação do carbono aumenta de 0 para +4. о + HCƐO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CƐO (aq) + H3O (aq) NaCƐO (s) é um sal que se forma a partir do ácido hipocloroso (ácido fraco) e do hidróxido de sódio (base forte), segundo a equação química seguinte: HCƐO (aq) + NaOH (aq) ื NaCƐO (aq) + H2O (Ɛ) + о O sal dissocia-se segundo a equação química: NaCƐO (aq) ื Na (aq) + CƐO (aq) + о O ião Na (aq) não sofre hidrólise mas o ião CƐO (aq) sofre hidrólise porque é a base conjugada de um ácido fraco. A о о sua reação de hidrólise pode ser traduzida: CƐO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCƐO (aq) +OH (aq) о Devido à presença de iões OH na solução, esta tem caráter básico. + о о1 о3 cNaCƐO = [Na ] = [CƐO ] = 8,0 × 10 mol dm Kb =

Kw 1,0 × 10ష14 о7 ื Kb = ฻ Kb = 2,5 × 10 Ka 4,0 × 10ష8 о

о

CƐO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCƐO (aq) + OH (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

о3

8,0 × 10

о1

–

؆0

؆0

–

x

x

о1

8,0 × 10 о x о1 ؆ 8,0 × 10 ష

Kb =

[HCκO]e × [OH ]e x2 о7 2 о7 о4 о3 ื 2,5 × 10 = ื x = 2,0 × 10 ฻ x = 4,5 × 10 mol dm [CκOష ]e 8,0 × 10ష1 о

3.4 3.5

182

о4

о3

x = [OH ] = 4,5 × 10 mol dm о о4 pOH = оlog [OH ] ื pOH = оlog (4,5 × 10 ) ฻pOH = 3,35 pH = 14 о 3,35 ฻ pH = 10,65 Obtém-se uma solução tampão, porque contém um ácido fraco (HCƐO (aq)) em concentrações apreciáveis e a sua о base conjugada (CƐO (aq)), proveniente do sal, presente na solução do copo B. + Quando se adiciona uma pequena quantidade de ácido forte à solução tampão, esta forma iões H3O que vão reagir о com a base CƐO (neste caso). O pH da solução não sofre alteração significativa.

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1.

2.

Grupo II Opção (A), porque para a mesma temperatura a amostra de He é a que apresenta maior volume. Como o volume e a pressão variam na razão inversa, é a amostra de He que é submetida a menor pressão. As outras são incorretas porque: (B) Para a mesma temperatura a amostra de CH4 ocupa maior volume que a de H2. Logo a amostra de CH4 é sujeita a maior pressão. (C) Para a mesma temperatura o volume da amostra de N2O é menor do que o volume da amostra de H2. (D) Para o mesmo volume a temperatura de H2O é inferior à temperatura da amostra de H2 Admite-se o comportamento de gás ideal para CO2. о1 T = 273,15 + 27 ฻ T = 300,15 K; M(CO2) = 44,01 g mol n=

m 2,20 о2 ืn= ฻ n = 5,00 × 10 mol CO2 M 44,01

pV=nRTืp= 3.1

3.2 3.3 3.4 3.5 4.

Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) A temperatura mantém-se constante. (C) A transformação X ื Y corresponde a uma expansão. (D) Não é isocórica porque o volume não é constante. O gás encontra-se em sistema fechado pelo que a quantidade de gás bem como a respetiva massa se mantêm constantes. No troço X ื Y, o volume é constante. Sendo m = U × V e sendo constante m e V, U também é constante. p e V são grandezas inversamente proporcionais. Assim p × V = constante de proporcionalidade. о3 о2 3 Constante de proporcionalidade = 1,2 × 10,0 × 10 ฻ Constante de proporcionalidade = 1,2 × 10 atm dm о3 о4 p V = n R T ื 0,8 × 10,0 × 10 = 5 × 10 × 0,082 × T ฻ T = 195,1 K о3 о4 3 о1 о1 p V = n R T ื 1,2 × 10,0 × 10 = 5 × 10 × R × 293,15 ฻ R = 0,082 atm dm K mol Opção (C). p V = n R T ื 3,0 × 25,0 = n × 0,082 × 303,15 ฻ n = 3,0 mol n=

5.

1.1 1.2 1.3

nRT 5,00 × 10ష2 × 0,082 × 300,15 ืp= ฻ p = 1,23 atm V 1,0

m m 96,0 о1 ืM= ืM= ฻ M = 32,0 g mol M n 3,0

Opção (C). Grupo III Titulante: solução de NaOH. Titulado: solução de ácido clorídrico, HCƐ (aq). Ao ponto de equivalência. о3 3 о3 3 о1 о3 Vb = 250,0 × 10 dm ; Va = 100,0 × 10 dm ; cNaOH = 5,0 × 10 mol dm 'T = 2 °C о3 о3 о3 3 3 No ponto de equivalência: Vsolução = 250,0 × 10 + 100,0 × 10 ฻ Vsolução = 350,0 × 10 dm = 350,0 cm msolução = Usolução × Vsolução ื msolução = 1,0 × 350,0 ฻ msolução = 350,0 g Q = msolução × csolução × 'Tsolução ื Q = 350,0 × 4,184 × 2,0 ฻ Q = 2929 J Q em que n = 1 pois forma-se 1 mol de H2O por cada mole de ácido e de base que reagem entre si. n Q 2929 Assim: 'H = ื 'H = ฻ 'H = 2929 J n 1

'H =

Teste 5 Grupo I 5 1 Cr: [ Ar] 3d 4s . 24 18 Opção (B). Grupo 6 porque possui 6 eletrões de valência (5 eletrões em orbitais 3d e 1 eletrão numa orbital 4s); quarto período porque tem os eletrões distribuídos por 4 níveis de energia; bloco d porque tem as orbitais d em preenchimento. 3+ 2+ + 1.1.3.1 I. [Cr(H2O)6] ; II. [Cr(H2O)5CƐ] ; III. [Cr(H2O)4CƐ2] . 1.1.3.2 O número de oxidação do catião metálico nos compostos I, II e III é +3. 1.1.3.3 Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) O composto I tem número de coordenação 6. (B) O catião metálico é um ácido de Lewis porque tem tendência para aceitar eletrões. (C) O composto II tem número de coordenação 6.

1.1.1 1.1.2

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183

1.2.1 1.2.2

1.2.3 1.2.4

Espécie redutora é a que contém o elemento que se oxida. O elemento que se oxida é o carbono porque o seu número de oxidação aumenta de +3 para +4. Logo, a espécie redutora é: C2H2O4. Semirreação de oxidação: C2H2O4 (aq) ื CO2 (g) + о (C2H2O4 (aq) ื 2 CO2 (g) + 2 H (aq) + 2 e ) × 3 + о 3 C2H2O4 (aq) ื 6 CO2 (g) + 6 H (aq) + 6 e 3+ Semirreação de redução: Cr2 O2ି 7 (aq) ื Cr (aq) + о 3+ 2ି Cr2 O7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e ื 2 Cr (aq) + 7 H2O (Ɛ) + 3+ 2ି Reação global: 3 C2H2O4 (aq) + Cr2 O7 (aq) + 8 H (aq) ื 6 CO2 (g) + 2 Cr (aq) + 7 H2O (Ɛ) 0 3+ 0 A reação é espontânea no sentido direto, dado que, E (Cr2 O2ି 7 /Cr ) > E (CO2/C2H2O4). A espécie que se oxida no sentido direto tem maior tendência a reduzir-se do que a espécie que se oxida no sentido inverso. T = 273,15 + 35 ฻ T = 308,15 K 3 mol C2 H2 O4 4,5 mol C2 H2 O4 = ฻ n = 9,0 mol CO2 6 mol CO2 n

2.1

p V = n R T ื 2,0 × V = 9,0 × 0,082 × 308,15 ฻ V = 114 dm о + CH3COOH (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COO (aq) + H3O (aq) + оpH + e о3 о3 [H3O ]e = 10 ื [H3O ] = 1,32 × 10 mol dm + о о3 о3 [H3O ]e = [CH3COO ]e = 1,32 × 10 mol dm

3

о

+

CH3COOH (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COO (aq) + H3O (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm Ka = 2.2 2.3

1,00 × 10

о1

о1

1,00 × 10 о 1,32 × 10 о1 ؆ 1,00 × 10

о3

[CH3 COOష ]e × [H3 O+ ]e [CH3 COOH]e

؆0

– о3

–

1,32 × 10

؆0 о3

1,32 × 10

о3

2

ื Ka =

(1,32 × 10ష3 ) о5 ฻ Ka = 1,74 × 10 1,0 × 10ష1

Opção (C). о3 о1 о3 na = ca × Va ื na = 10,0 × 10 × 1,0 × 10 ฻ na = 1,0 × 10 mol CH3COOH о3 na = nb ื nb = 1,0 × 10 mol KOH No ponto de equivalência, existe KCH3COO na solução. о3 о2 3 Volume da solução: nb = cb × Vb ื 1,0 × 10 = 2,0 × 10 × Vb ฻ Vb = 0,05 dm о3 3 Vsolução = Va + Vb ื Vsolução = 60,0 × 10 dm cKCH3COO =

n 1,0 × 10ష3 о2 о3 ื cKCH3COO = ฻ cKCH3COO = 1,7 × 10 mol dm 60,0 × 10ష3 V о

+

KCH3COO (aq) ื CH3COO (aq) + K (aq) + о O ião K não sofre hidrólise, mas o ião CH3COO , por ser a base conjugada de um ácido fraco, sofre hidrólise. о

о

CH3COO (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CH3COOH (aq) + OH (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm

1,7 × 10

о2

–

؆0

؆0

–

x

x

о2

1,7 × 10 о x о2 ؆ 1,7 × 10

о3

Kw 1,0 × 10ష14 о10 ื Kb = ฻ Kb = 5,75 × 10 Ka 1,74 × 10ష5 [CH3 COOH]e × [OHష ]e x2 о10 о6 о3 ื 5,75 × 10 = ฻ x = 3,1 × 10 mol dm Kb = ష [CH3 COO ]e 1,7 × 10ష2

Kb =

о

о6

о3

[OH ]e = 3,1 × 10 mol dm о о6 pOH = оlog [OH ] ื pOH = оlog (3,1 × 10 ) ฻ pOH = 5,5 pH = 14 – 5,5 ฻ pH = 8,5

1.

Grupo II Opção (D). A transformação do diamante em grafite é exotérmica ('H < 0). о1 'H = HCO2 – Hdiamante ื 'H = о394 – 2 ฻ 'H = о396 kJ mol о1

'H na obtenção de uma mole de diamante, a partir da grafite: 'H =2 о0 ฻ 'H = 2 kJ mol

184

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2.1

2.2 3.

4.1

Para se obter a equação global deveоse multiplicar por 6 a primeira equação, inverter a segunda equação e multiplicar por 3 a terceira. No final adicionamоse, membro a membro, as 3 equações. 6 C (s) + 6 O2 (g) ื 6 CO2 (g); 'H соϮϯϲϰŬ: 6 CO2 (g) + 3 H2O (Ɛ) ื C6H6 (Ɛ) +

15 O (g); 2 2

3 3 H2 (g) + O2 (g) ื 3 H2O (Ɛ); 2

'H = оϴϱϴŬ:

'H = +3268 kJ

Reação global: 6 C (s) + 3 H2 (g) ื C6H6 (Ɛ); 'H = +46 kJ о1 Opção (A). 'fH° (C6H6 (Ɛ)) = о2364 + 3268 – 858 ฻ 'fH° (C6H6 (Ɛ)) = +46 kJ mol Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) O sinal negativo significa que são exotérmicas. (B) A transformação de H2O (g) em H2O (Ɛ) liberta calor. о1 (C) O calor de soůŝĚŝĨŝĐĂĕĆŽĚĂĄŐƵĂĠŝŐƵĂůĂо7,1 kJ mol . O polipropileno é um termoplástico porque é moldável por ação do calor de forma reversível. O estado sólido é restabelecido por arrefecimento e, como não há quebra de ligações covalentes mas apenas de ligações fracas, este processo pode ser repetido várias vezes, o que torna o polipropileno reciclável.

4.2

4.3

о1

Opção (B). M(C3H6) = 42,08 g mol grau de polimerização =

4.4

1.1 1.2

1.3

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) O polipropileno é um polímero de adição. (B) As ligações carbono-carbono são covalentes duplas. (D) As ligações entre as cadeias são fracas. Grupo III Em comparação com o etano, o etanol possui uma ligação oxigénio-hidrogénio. Assim, na formação da água, na respetiva combustão, forma-se menos uma ligação oxigénio-hidrogénio do que no etano. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) As ligações intermoleculares no etanol (ligações de hidrogénio) são mais fortes do que as ligações intermoleculares no etano (dipolo instantâneo-dipolo induzido). (C) São forças do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. (D) As forças de London são mais intensas entre as moléculas de maior massa. Neste caso é o etanol. Q = m × c × 'T ื Q = 250,0 × 4,184 × 18,1 ฻ Q = 18933 J (recebida pela água) 'H =

1.4

Mmédia (polímero) Mmédia (polímero) 5 о1 ื 5000 = ฻ Mmédia (polímero) = 2,1 × 10 g mol Mmédia (monómero) 42,08

Q –18933 18933 ื –1367 = ืn= ฻ n = 13,85 mol C2H5OH n n 1367

m = n × M ื m = 13,85 × 46,07 ฻ m = 638 g de etanol Éter dimetílico; isomeria de grupo funcional.

Teste 6 1.1.1 1.1.2

1.2.1

Grupo I Opção (B). Os iões Ag são reduzidos a Ag (s), atuando como oxidantes, pelo que a prata metálica recobre o cobre. 2+ 2+ O cobre metálico, Cu (s), é oxidado a Cu (aq), e por sua vez os iões Cu (aq) conferem cor azul à solução. + о Semirreação de redução: (Ag (aq) + e ื Ag (s)) × 2 + о 2 Ag (aq) + 2 e ื 2 Ag (s) 2+ о Semirreação de oxidação: Cu (s) ื Cu (aq) + 2 e + 2+ Reação global: 2 Ag (aq) + Cu (s) ื 2 Ag (s) + Cu (aq) 2+ о Semirreação de oxidação: (Cu (s) ื Cu (aq) + 2 e ) × 3 2+ о 3 Cu (s) ื 3 Cu (aq) + 6 e + о ି Semirreação de redução: (NO3 (aq) + 4 H (aq) + 3 e ื NO (g) + 2 H2O (Ɛ)) × 2 + 2 NOି 3 (aq) + 8 H (aq) ื 2 NO (g) + 4 H2O (Ɛ) + 2+ ି Reação global: 3 Cu (s) + 2 NO3 (aq) + 8 H (aq) ื 3 Cu (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (Ɛ) +

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185

1.2.2

1.2.3

1.3

2.1 2.2

2.3.1 2.3.2

Espécie redutora: Cu (aq). Sofre oxidação aumentando o seu número de oxidação de 0 para +2. Espécie oxidante: NOି 3 (aq). Contém o elemento que sofre redução. O elemento N diminui o seu número de oxidação de +5 para +2. V 7,5 × 10ష1 ืn= ฻ n = 0,031 mol NO 24,0 Vm 2 mol NO 0,031 mol NO о2 = ฻ n = 9,3 × 10 mol eletrões 6 mol eletrões n

n=

Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) Não existem orbitais d vazias. 2+ 9 (B) Configuração eletrónica do ião Cu : [18Ar] 3d . (C) O cobre pertence ao bloco d da Tabela Periódica. Não, porque não se conhecem os valores das concentrações dos ácidos. Opção (A). As outras são incorretas porque: о о (B) Kb(CH3COO ) < Kb(CN ) (C) Têm diferentes valores de pH pois apresentam diferentes Ka. (D) A solução que tem maior valor de pH é a solução de ácido cianídrico porque tem menor valor de Ka e, por isso, é + mais fraco. Por ser mais fraco ioniza-se menos, fornecendo menor quantidade de iões H3O para a solução. о + HCN (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CN (aq) + H3O (aq) + оpH + о5,0 + о5 о3 [H3O ] = 10 ื [H3O ] = 10 ฻ [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm о

+

HCN (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CN (aq) + H3O (aq) ci / mol dm

о3

ceq / mol dm Ka = 2.3.3 2.3.4

о3

ci

–

ci о x ؆ ci

–

[CNష ]e × [H3 O+ ]e [HCN]e

؆0 1,0 × 10

؆0 о5

1,0 × 10

о5

2

ื 6,17 × 10

о10

=

(1,0 × 10ష5 ) 1,0 × 10ష10 о3 ฻ ci = 0,16 mol dm ష3 ื ci = ci ି 1,0 × 10 6,17 × 10ష10

1,0 × 10ష5 о3 D= × 100 ฻ D = 6,25 × 10 % 0,16 о

NH4CN (aq) ื NH+4 (aq) + CN (aq) + NH+4 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ NH3 (aq) + H3O (aq) о о CN (aq) + H2O (Ɛ) ֖ HCN (aq) + OH (aq) о

Kb (CN ) =

1,0 × 10ష14 1,0 × 10ష14 о о5 о10 + ฻ Ka (NH+4 ) = 5,6 × 10 ష10 ฻ Kb (CN ) = 1,6 × 10 ; Ka (NH4 ) = 6,20 × 10 1,8 × 10ష5

о

3.1

Kb (CN ) > Ka (NH+4 ); a solução é alcalina. Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) 'H < 0; reação exotérmica. о1 (C) 'fH Ġо46,1 kJ mol . (D) Absorve 92,2 kJ.

3.2.1

1 mol C3 H8 2,5 mol C3 H8 = ฻ 'H = о5115 kJ ି2046 οH

3.2.2

11,2 dm de propano ൙ 5,0 × 10 mol propano

3

о1

1 mol C3 H8 5,0 × 10ష1 mol C3 H8 = ฻ n = 2,0 mol H2O 4 mol H2 O n

4.1

4.2.1

186

m = n × M ื m = 2,0 × 18,02 ฻ m = 36,0 g de H2O Opção (B), porque tem igual fórmula molecular. As outras são incorretas porque: (A) Só CH3CH2OH é álcool. (C) São isómeros de função. (D) Têm igual fórmula molecular. Polimerização de adição.

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4.2.3

о1

M(C8H8) = 104,14 g mol

grau de polimerização =

Mmédia (polímero) 120 × 103 ื grau de polimerização = ฻ grau de polimerização = 1152 104,14 Mmédia (monómero)

Grupo II 1.1

1.2

Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) A solução de ácido hexanodioico em tetracloreto de carbono é mais densa. (C) A solução aquosa de ácido hexanodioico encontraоse na parte inferior do copo e a solução de hexano-1,6-diamina é sobrenadante. (D) A reação de síntese do nylon 6,6 é uma reação de condensação.

1.3

grau de polimerização =

Mmédia (polímero) Mmédia (polímero) 3 о1 ื 1000 = ฻ Mmédia(polímero) = 226,3 × 10 g mol Mmédia (monómero) 226,32

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187

Questões de aula Questões de aula AL 1 – Um ciclo do cobre 1.

2. 3.

4.1

Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) Durante o ciclo do cobre libertam-se vapores de dióxido de nitrogénio, NO2 (g), que é tóxico. Também se utilizam como reagentes ácidos e bases que são corrosivos. (B) Se a amostra contiver impurezas, haverá menor quantidade de reagente puro na mesma massa de amostra. (D) Deve ser realizada na hotte do laboratório. Símbolos A e B. A significa corrosivo e B significa inflamável. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) Os metais podem ser reciclados várias vezes. (C) Durante a reciclagem a estrutura metálica não se degrada. (D) A reciclagem evita a diminuição de uso de recursos minerais. Cu (s) + 4 HNO3 (aq) ื Cu(NO3)2 (aq) + 2 H2O (Ɛ) + 2 NO2 (g) о1 о1 M(Cu) = 63,55 g mol ; M(Cu(NO3)2) = 187,57 g mol n=

m 0,25 о3 ืn = ฻ n = 3,93 × 10 mol Cu M 63,55 о3

Estequiometricamente, 1 mole de Cu(s) origina 1 mole de Cu(NO3)2. Assim, obter-se-á 3,93 × 10 mol de Cu(NO3)2. о3 m = n × M ื m = 3,93 × 10 × 187,57 ฻ m = 0,74 g Cu(NO3)2. ɻ=

0,65 × 100 ฻ ɻ = 87,8% ou ɻ у88% 0,74

ou n=

m 0,25 о3 ืn= ฻ n = 3,47 × 10 mol Cu(NO3)2 M 187,57 о3

Estequiometricamente, 1 mol de Cu (s) origina 1 mol de Cu(NO3)2. Assim, ter-se-iam consumido 3,47 × 10 mol de Cu (s). о3 m = n × M ื m = 3,47 × 10 × 63,55 ฻ m = 0,22 g Cu(NO3)2 ɻ= 4.2

0,22 × 100 ฻ ɻ = 88% 0,25

Opção (D). 63,55 g Cu m = ฻ m = 0,22 g Cu ) 187,57 g Cu(NO3 2 0,65 g Cu(NO3 )2

mimpurezas = 0,25 о 0,22 ฻ mimpurezas = 0,03 g 0,03 × 100 ฻ %(impurezas) = 12% 0,25 m 0,22 о3 ฻ n = 3,46 × 10 mol Cu (puro) n= ืn= M 63,55 1 mol Cu 3,46 × 10ష3 mol Cu о2 = ฻ n = 1,4 × 10 mol HNO3 4 mol HNO3 n

%(impurezas) =

4.3

о2

о3

3

3

n = c × V ื 1,4 × 10 = 16,0 × V ฻ V = 8,75 × 10 dm ou 8,75 cm

Questões de aula AL 2 – A cor e a composição quantitativa de soluções com iões metálicos 1.

2.

Através do gráfico, pode concluir-se que a substância apresenta um máximo de absorvância para um comprimento de onda de 500 nm. Isto significa que a substância absorve predominantemente essa radiação. Então, a radiação mais absorvida é a que tem um comprimento de onda de 500 nm, que corresponde à cor verde azulado, de acordo com a tabela da página 15 do Caderno de Atividades Laboratoriais. As restantes radiações são transmitidas. A cor da substância complementar da radiação verde azulado é o vermelho. Opção (B). I0 I0 I0 I0 0,20 ื 0,20 = log ื = 10 ื = 1,58 ฻I0 = 1,58 I I I I I 1 × 100% da radiação transmitida, ou seja, 63%. A radiação absorvida corresponde a 1,58

A = log

188

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A' c' 0,20 2,5 × 10ష2 о1 о3 = ื = ฻ c = 1,75 × 10 mol dm . c A c 1,4

3.

Pela Lei de Lambert-Beer:

4. 5.

A = ɸ Ɛ c ื 0,20 = ɸ × 1,0 × 10 × 2,5 × 10 ฻ ɸ = 8,00 × 10 m mol Diminui, porque o número de moléculas existente no «caminho» da luz é menor.

о2

о2

2

2

о1

Questões de aula AL 3 – Funcionamento de um sistema tampão 1. 2. 3. 4. 5.

+

ି CO2ି 3 (aq) + H3O (aq) ֖ HCO3 (aq) + H2O (Ɛ) + HCOି 3 (aq) + H3O (aq) ֖ H2CO3 (aq) + H2O (Ɛ) Opção (C). Gráfico B porque a solução a titular é Na2CO3 (de caráter alcalino) e o pH é superior a 7. HCƐ (aq) é titulante porque o titulado tem caráter alcalino ou básico. O ião HCOି 3 pode atuar como base ou como ácido: + (aq) + H2O (Ɛ) ֖ CO2ି HCOି 3 3 (aq) + H3O (aq)

Ácido 1

Base 2

Base 1

Ácido 2 о

HCOି 3 (aq) + H2O (Ɛ) ֖ H2CO3 (aq) + OH (aq) Base 1

Ácido 2

Ácido 1

Base 2

Questões de aula AL 4 – Destilação fracionada de uma mistura de três componentes 1.

Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) Uma fração corresponde a uma mistura de hidrocarbonetos. (C) Quanto maior a cadeia carbonada, mais elevada é a temperatura de ebulição dos hidrocarbonetos. (D) As primeiras frações correspondem a variações de temperatura de ebulição menos elevadas.

2.

Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) Quanto mais alta a coluna, maior o grau de pureza das frações obtidas. (C) Enquanto ocorre a condensação de um componente, a temperatura mantém-se constante. (D) No alcatrão, os hidrocarbonetos são sólidos não voláteis.

Questões de aula AL 5 – Determinação da entalpia de neutralização da reação NaOH (aq) + HCƐ (aq) 1. 2. 3. 4. 5.

HCƐ (aq) + NaOH (aq) ื NaCƐ (aq) + H2O (Ɛ) A reação é exotérmica, porque a temperatura aumenta de 22 °C para 27 °C durante a reação. À temperatura de 27 °C, que é a temperatura máxima indicada pelo termómetro. Gráfico C. Apresenta o ponto de equivalência com pH igual a 7 e o pH inicial da solução titulada é inferior a 7 (HCƐ (aq)). Vmistura = 50,0 (solução alcalina e valor lido no gráfico) + 75,0 (solução ácida) ฻ Vmistura = 125,0 mL mmistura = Umistura × Vmistura ื mmistura = 1,20 × 125,0 ฻ mmistura = 150,0 g Qmistura = mmistura × cmistura × 'Tmistura ื Qmistura = 150,0 × 4,04 × 5,0 ฻ Qmistura = 3,03 kJ 'neutH° =

Qneutralização n

ื 'neutH° =

3,03 ฻ 'neutHΣсоϯ͕ϬϯŬ: 1

Questões de aula AL 6 – Determinação da entalpia de combustão de diferentes álcoois 1.

Qabsorvido pela água = mágua × cágua × 'Tágua ื Qabsorvido pela água = 100,0 × 4,184 × 4,0 ฻ Qabsorvido pela água = 1673,6 J -1 M(C3H8O) = 60,09 g mol ; Q n

'cH° = ื n =

Q 1673,6 ืn= ฻ n = 0,828 mol propan-1-ol (C3H8O) οc H° 2021

m = n × M ื m = 0,828 × 60,09 ฻ m = 49,7 g C3H8O Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 12

189

2.

Opção (B). Se a massa de água a ser aquecida é a mesma, a capacidade térmica mássica (à mesma temperatura) é constante e a variação de temperatura é também a mesma, então a quantidade de calor absorvida pela água é igual, independentemente do combustível utilizado. As outras são incorretas porque: (A) A quantidade de calor absorvida pela água é independente do combustível utilizado. (C) A massa de metanol consumido é superior dado que tem menor poder energético. (D) Apesar de terem a mesma massa molar a massa de propan-2-ol é inferior à do propan-1-ol devido à posição do grupo hidroxilo (–OH) na cadeia carbonada.

Questões de aula AL 7 – Síntese de um polímero 1. 2. 3. 4.

Mistura heterogénea, formada por uma película de nylon 6,10 com os solventes. A diamina encontra-se em fase aquosa e o ácido em fase orgânica (tetracloreto de carbono). Polimerização por condensação.

5. 6. 7. 8.

Amidas. Lavar com água corrente para retirar excesso de reagente. Opção (D). о1 Fórmula molecular da unidade estrutural: C16H30N2O2; M(C16H30N2O2) = 282,42 g mol Grau de polimerização =

190

Mpolímero Munidade estrutural

ื 1000 =

Mpolímero 282,42

о1

฻ Mpolímero = 282,4 kg mol

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Notas

Notas

AMOSTRA NÃO COMERCIALIZÁVEL De acordo com o artigo 21.o da Lei n.o 47/2006, de 28 de agosto, este exemplar destina-se ao órgão da escola competente para a adoção de manuais escolares. 978-111-11-4402-9

9 781111 144029 www.leya.com

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