REVISÃO DE Ki (Ka E Kb) 02

02 - A constante de ionização do ácido acético, a 25°C, numa solução 2 x 10^–2 mol/L, sabendo-se que nessas condições o seu grau de ionização é 30%, é:

a) 2,5 x 10 ^–3.

b) 3,7 x 10 ^–2.

c) 1,4 x 10 ^–3.

d) 3,2 x 10 ^–4.

e) 3,1 x 10 ^–1.

REVISÃO DE Ki (Ka e Kb) 01

01 - Considerando soluções aquosas de mesma molaridade dos ácidos relacionados na tabela a seguir, podemos concluir que:

a) O ácido que apresenta maior acidez é o ácido cianídrico.

b) O ácido que apresenta menor acidez é o ácido acético.

c) O ácido que apresenta menor acidez é o ácido hipocloroso.

d) O ácido que apresenta maior acidez é o ácido nitroso.

e) Todos os ácidos apresentam a mesma acidez.

Gabarito:

O ácido nitroso apresenta maior acidez,pois tem maior Ka

TRABALHO DE QUÍMICA - SEGUNDO ANO - COLÉGIO PADRE ANTONIO VIEIRA

TRABALHO DE QUÍMICA

TURMA:  SEGUNDO ANO DO ENSINO MÉDIO

Atenção: O trabalho é individual.

Data de entrega: 18/11/2010

ASSUNTO: FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA.

EXPERIMENTO 1

Material:

1) Comprimido efervescente.

2) Água gelada.

3) Copo.

4) Lâmina de corte.

Procedimento:

a) Coloque 100 mL de água da torneira em um copo, 100 mL de água gelada em outro, 100 mL de água morna em um terceiro copo e 100 mL de água em ebulição em um quarto copo.

b) Corte o comprimido em 4 partes iguais e coloque uma parte em cada copo.

c) Anote, para cada copo, o tempo que leva para que todo o comprimido se decomponha.

Questionamentos:

1) Qual o tempo que leva para que todo o comprimido se decomponha, em cada um dos copos?

2) A velocidade da reação foi influenciada pela temperatura da água?

3) Qual a influência do aumento da temperatura sobre a velocidade da reação?

EXPERIMENTO 2

Material:

1) Comprimido efervescente.

2) Copo.

3) Lâmina de corte.

Procedimento:

a) Coloque 100 mL de água da torneira em cada copo.

b) Corte em duas partes iguais o comprimido efervescente. A primeira parte deixar sem fragmentar e a segunda parte triturar em finas partículas.

c) Colocar as duas partes, uma em cada copo, anotar o tempo que estas partes levam para se dissolver.

Questionamentos:

1) Qual o tempo que estas partes levam para se dissolver, em cada copo?

2) A reação de decomposição do comprimido se processa com igual velocidade em cada copo?

3) Porque ocorreu esta diferença de velocidade na reação entre as duas partes do comprimido?

GRANDES CIENTISTAS

Amedeo Avogadro é autor de um dos mais importantes princípios da química moderna, hoje conhecido como lei de Avogadro.

Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, Conde de Quarequa e de Cerreto, herdou o título de nobreza do pai, um célebre advogado, presidente do senado do Piemonte em 1799.
Apesar de formado em ciências jurídicas e de haver praticado a advocacia, Avogadro manifestou, desde cedo, interesse pelas ciências naturais, estudando por sua própria conta, química, física e matemática. Em 1809 foi admitido como professor de física no Reale Collegio di Vercelli.

Em 1811, Avogadro publicou um artigo em um jornal científico, onde ele fazia a distinção entre moléculas e átomos. Afirmava (ao contrário do que se pensava) que, no caso da água, os "átomos" de hidrogênio e oxigênio eram na verdade "moléculas". Uma molécula de oxigênio reagiria com duas moléculas de hidrogênio (H₂O).

Assim enunciou sua famosa hipótese: "Iguais volumes de quaisquer gases encerram o mesmo número de moléculas, quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão".

EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS - INTRODUÇÃO

EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS (introdução)

01 – Calcule a massa molecular do sulfito de alumínio - Al₂(SO₃)₃

Dado:

Al = 27 u.    /     S = 32 u.    /     O = 16 u.

02 – Determine a massa atômica do elemento Mg (magnésio).

Dado:

²⁴Mg → abundância → 78,9 %

²⁵Mg → abundância → 10 %

²⁶Mg → abundância → 11,1 %

RESOLUÇÃO:

MA do elemento magnésio = (78,9 . 24) + (10,0 . 25) + (11,1. 26) 

                                                                        100

MA do elemento magnésio = 24,32 u.

03 – Calcular a quantidade de átomos em 50 gramas de Sódio (Na).

RESOLUÇÃO:

Massa atômica do Sódio = 23 g (gramas)

Estabelecendo uma relação com o número de Avogadro temos:

1 mol de Na = 23 g = 6,02 x 10²³ 

Pela regra de três teremos:

Em 23 g (Na) têm-se 6,02 x 10²³ átomos

Então em 50 g teremos X átomos

Calculando:

23 — 6,02 x 10²³

50 — X

X = 50 • 6,02 x 10²³

             23

X = 13,08 x 10²³ átomos de Sódio (Na)

REAÇÕES ORGÂNICAS

ALUNOS DO ENSINO MÉDIO

 REVISÃO DE CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO (ESTEQUIOMETRIA)

Estequiometria é a parte da química que estuda e analisa as relações quantitativas entre as substâncias que se combinam para formar novas substâncias , também podemos dizer que é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas em mols, em massa, em volume, número de átomos e moléculas, realizado como conseqüência da lei de Proust, executado, em geral, com auxílio das equações químicas correlatas.

O verbete estequiometria é de origem grega e significa medida de uma substância.

Estéquio: do grego Stoikheion (elemento ou substância)

Metria: do grego metron (medida)

RESOLVENDO PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA

1^o passo - Montar e balancear a equação química;

2^o passo - Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada);

3^o passo - Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc);

4^o passo - Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Exercícios de Casos Gerais e Pureza

01.  Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54g de cobre metálico (massas atômicas: O=16; Cu 63,5).

Cu    +    O₂ →     CuO

02.  Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e temperatura, por calcinação de carbonato de 200g de cálcio (massas atômicas C=12; O=16; Ca=40)

CaCO₃ →     CaO     +    CO₂

03.  15L de hidrogênio, medidos a 15ºC e 720mmHg, reagem completamente com cloro. Qual é o volume de gás clorídrico produzido, na mesma temperatura e pressão?

H₂(g)     +     Cl₂(g)     →    2HCl(g)

04.  Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio? (massas atômicas: Na=23; Cl=35,5)

HCl    +    NaOH    →    NaCl    +    H₂O

05.  Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas peã queima completa de 4,8g de carbono puro? (massa atômica: C=12)

C     +     O₂ →    CO₂

06.  Deseja-se obter 180L de dióxido de carbono, medidos nas CNTP, pela calcinação de um calcário 90% de pureza. Qual é a massa de calcário  necessária? (Massas atômicas: C=12; O=16; Ca=40)

CaCO₃ →    CaO + CO₂

ALUNOS DO PRIMEIRO ANO DO ENSINO MÉDIO

Caros alunos.

Observem o link REAÇÕES QUÍMICAS.
Neste link vocês obterão informações interessantes sobre:

. Equações Químicas
. Balanceamento de Equações Químicas
. Tipos de Reações Químicas

REVISÃO COPAVI PRIMEIRO ANO - QUARTO PERÍODO

01 - Determine o  geometria e a polaridade das moléculas abaixo:

a) O₂  resolução → 2 átomos iguais → geometria linear → molécula apolar.

b) HBr resolução → 2 átomos diferentes → geometria linear → molécula polar.

c) CO₂ resolução → 3 átomos, com átomo central que não é do grupo 6A → geometria linear → molécula apolar.

d) H₂O resolução → 3 átomos, com átomo central que é do grupo 6A → geometria angular → molécula polar.

e) COBr₂  resolução → 4 átomos, com átomo central que não é do grupo 5A → geometria trigonal plana → molécula apolar.

f) NH₃ resolução → 4 átomos, com átomo central que é do grupo 5A → geometria trigonal piramidal → molécula polar.

g) CH₄ resolução → 5 átomos, com átomos ligantes iguais → geometria tetraédrica → molécula apolar.

h) CH₃Br resolução → 5 átomos, com átomos ligantes iguais → geometria tetraédrica → molécula apolar.

02 - Determine o tipo de interação (ligação) entre moléculas que existe nas substâncias a seguir e arrume-as em ordem crescente de ponto de ebulição.

a) HBr resolução → 2 átomos diferentes → geometria linear → molécula polar → sem ligação entre H e (F,O,N) →DIPOLO-DIPOLO → atração forte .

b) CH₄ resolução → 5 átomos, com átomos ligantes iguais → geometria tetraédrica → molécula apolar →FORÇAS DE VAN  DER  WAALS → atração fraca .

c) H₂O resolução → 3 átomos, com átomo central que é do grupo 6A → geometria angular → molécula polar → com ligação entre H e (F,O,N) →LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO → atração mais forte entre moléculas .

ORDEM CRESCENTE DE PONTO DE EBULIÇÃO:

CH₄ < HBr < H₂O

NOTA: Quanto maior  a  atração  entre moléculas, mais difícil será separa-las, portanto,  maior será o ponto de ebulição.

03 - Determine a nomenclatura de cada composto inorgânico a seguir:

a) SO₂  resolução → óxidos que não apresentam metal em sua constituição → óxido molecular → dióxido de enxofre.

b) K₂O resolução → óxidos que apresentam metal em sua constituição → óxido iônico → óxido de potássio.

c) HBr resolução → ácido não oxigenado → ácido bromoídrico.

d) HBrO₄ resolução → ácido oxigenado → ácido perbromoico.

e) KOH resolução → base com metal de nox fixo → hidróxido de potássio.

f) Co(OH)₂ resolução → base com metal de nox variável → hidróxido de cobalto II.

g) NaBr  resolução → sal neutro não oxigenado → bromoeto de sódio.

h) LiClO₄ resolução → sal neutro oxigenado → percloroato de lítio.

04 – Faça as reações a seguir:

a) SO₃  +  H₂O → resolução ► óxido ácido + água → forma ácido ►H₂SO₄

b) MgO  +  H₂O → resolução ► óxido básico + água → forma base ►Mg(OH)₂

c) HBrO₃  +  H₂O → resolução ► ionização de ácido ►H₃O⁺  +  ( BrO₃) ^–

d) Fe(OH)₃ + H₂O → resolução ► dissociação de base ► Fe ³⁺  +  3 OH ^–

e) Mg(OH)₂   + 2 HBr → resolução ► reação de neutralização total entre base e ácido → forma sal e água ► MgBr₂  +  2 H₂O

05 - Classifique as reações dadas:

a)  H­₂  +   Br₂ → 2 HBr  resolução ►SS + SS → SC ► ADIÇÃO TOTAL ou SÍNTESE TOTAL

b) Zn +  2 HCl → ZnCl₂  +  H₂ resolução ►SS + SC → SC + SS ► SIMPLES TROCA ou SUBSTITUIÇÃO

c) HCl  +  NaOH → NaCl  +  H₂O resolução ►SC + SC → SC + SC ► DUPLA TROCA ou PERMUTAÇÃO

d) 2H₂O → 2H₂  +  O₂  resolução ►SC → SS + SS ► ANÁLISE TOTAL ou DECOMPOSIÇÃO TOTAL

e) 2 NaNO₃ → 2 NaNO₂ + O₂  resolução ►SC → SC + SS ► ANÁLISE PARCIAL ou DECOMPOSIÇÃO PARCIAL

f)  CaO + CO₂ → CaCO₃ resolução ►SC + SC → SC ► ADIÇÃO PARCIAL ou SÍNTESE PARCIAL

06 - Balanceamento de reações químicas.

VIDE O LINK ► BALANCEAMENTO PELO MÉTODO DAS TENTATIVAS.

TD 3 TURMA 2101 (V)

29. Num recipiente fechado, de volume constante, hidrogênio gasoso reagiu com excesso de carbono sólido, finamente dividido, formando gás metano, como descrito na equação

C (s) + 2 H₂ (g) → CH₄ (g)

Essa reação foi realizada em duas temperaturas, 800 e 900K, e, em ambos os casos, a concentração de metano foi monitorada, desde o início do processo, até um certo tempo após o equilíbrio ter sido atingido.

O gráfico apresenta os resultados desse experimento.

 Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que

(a) a adição de mais carbono, após o sistema atingir o equilíbrio, favorece a formação de mais gás metano.

(b) o número de moléculas de metano formadas é igual ao número de moléculas de hidrogênio consumidas na reação.

(c) a reação de formação do metano é exotérmica.

(d) o resfriamento do sistema em equilíbrio de 900K para 800K provoca uma diminuição da concentração de metano.

30. (Unesp) A formação de glicose envolve o equilíbrio:

6CO₂(g) + 6H₂O(l) → C₆H₁₂O₆(s) + 6O₂(g)

                                   glicose

À temperatura constante, a remoção de O₂(g) provoca

(a) redução da velocidade da reação direta e aumento da velocidade da reação inversa.

(b) aumento da massa de glicose.

(c) aumento no valor da constante de equilíbrio da reação.

(d) redução do consumo de CO₂ e aumento do consumo de H₂O.

(e) aumento da energia de ativação da reação.

TD 3 TURMA 2101 (IV)

27. A figura representa dois recipientes de mesmo volume, interconectados, contendo quantidades iguais de I₂(g) e H₂(g), à mesma temperatura.

Inicialmente, uma barreira separa esses recipientes, impedindo a reação entre os dois gases.

Retirada essa barreira, os dois gases reagem entre si, até que o sistema atinja um estado de equilíbrio, como descrito na equação  H₂ (g) + I₂ (g) →2 HI (g).

Considerando o conceito de equilíbrio químico e as propriedades de moléculas gasosas, assinale a alternativa que contém a representação MAIS adequada do estado de equilíbrio nessa reação.

28. Um recipiente fechado de 1 litro contendo inicialmente, à temperatura ambiente, 1 mol de I₂ e 1 mol de H₂ é aquecido a 300°C. Com isto estabelece-se o equilíbrio

H₂(g) + I₂(g) → 2HI(g)

cuja constante é igual a 1,0 × 10². Qual a concentração, em mol/L, de cada uma das espécies H₂(g), I₂(g) e HI(g), nessas condições ?

a) 0, 0, 2

b) 1, 1, 10

c) 1/6, 1/6, 5/3

d) 1/6, 1/6, 5/6

e) 1/11, 1/11, 10/11