GABARITO
Química C – Extensivo – V. 3
Exercícios
01)D
Densidade: 2,21 g ––– 1 cm3
X g ––– 1000 cm3 (1 litro)
X = 2210 g
H2SO4 80%
c)NaOH + Solvente ––– Solução
2 g ––––––––––––– 500 g (densidade = 1 g/mL)
X% ––––––––––––– 100%
X = 0,4%
H2SO4 + Solvente ––– Solução
80% + 20% ––– 100%
Y g –––––––––––– 2210 g
Y = 1768 g
1 mol de H2SO4 ––– 98 g
Z mol de H2SO4 ––– 1768 g
Z = 18 mol
Concentração de H2SO4 antes da diluição: 18 mol/L.
Por dedução: se o volume aumentar em 5 vezes (de
1 litro para 5 litros), a concentração cairá em 5 vezes:
18/5 = 3,6, ou seja, cairá de 18 mol/L para 3,6 mol/L.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
18.1 = Mf.5
Mf = 18/5
Mf = 3,6 mol/L
04)B
Por dedução: parte-se do ácido 16 M para chegar ao
ácido 0,4 M (redução de 40 vezes na concentração
(16/0,4)). Para isso, deve-se aumentar o volume em 40
vezes. Como o volume final é de 1,2 L, o volume inicial
deve ser de 0,03 L (1,2/40). Partindo-se de 0,03 L para
chegar a 1,2 L, o volume acrescentado será de 1,17 L.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
16.Vi = 0,4.1,2
Vi = 0,48/16
Vi = 0,03 L
Através da diluição acrescenta-se solvente, suavizando
os sabores acentuados pela alta concentração das
substâncias anteriormente presentes, que passam a
estar menos concentradas.
06)C
Vi + V adicionado = Vf
0,03 + V adicionado = 1,2
V adicionado = 1,17 L
03)a) 2 g b) 0,0125 mol/L c) 0,4%
Por dedução: para a concentração cair de 15 para
3 mol/L (5 vezes), deve-se aumentar o volume em 5
vezes. Para um volume final de 500 mL, o volume inicial
deve ser de 100 mL (5 vezes menor).
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
15.Vi = 3.500
Vi = 1500/15
Vi = 100 mL
05)D
02)E
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
0,1.25 = Mf.200
Mf = 2,5/200
Mf = 0,0125 mol/L
Por dedução: para diminuir a concentração de 30%
para 20% (redução de 1,5 vez), deve-se aumentar a
massa da solução em 1,5 vez. Massa inicial: 100 (30
por cento). 100.1,5 = 150. Massa a adicionar: 50 g.
Por fórmula:
Ci.mi = Cf.mf
30.100 = 20.mf
mf = 3000/20
mf = 150 g
*m = massa da solução
Massa adicionada = 50 g
07)C
a)0,1 mol ––– 1 L
X mol ––– 0,5 L (500 mL)
X = 0,05 mol
1 mol de NaOH ––– 40 g
0,05 mol ––––––– Y g
Y=2g
b)Por dedução: se o volume inicial é de 25 mL e
o final é de 200 mL, houve aumento de 8 vezes
(200/25), logo a concentração cairá em 8 vezes.
0,1/8 = 0,0125 mol/L
Por dedução: para a concentração cair de 18 mol/L
para 4 mol/L (4,5 vezes), deve-se aumentar o volume
em 4,5 vezes. Volume inicial: 500 mL. Volume final:
500.4,5 = 2250 mL ou 2,25 L.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
18.500 = 4.Vf
Vf = 9000/4
Vf = 2250 mL = 2,25 L
Química C
1
GABARITO
08)50 mL
Por dedução: para a concentração cair de 25 g/L para
10 g/L (2,5 vezes), deve-se aumentar o volume da
solução em 2,5 vezes. Volume final: 125 mL. Volume
inicial: 125/2,5 = 50 mL.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
25.Vi = 10.125
Vi = 1250/25
Vi = 50 mL
V adicionado = Vf – Vi
V adicionado = 20 – 10 = 10 mL
09)B
Por dedução: para a concentração cair de 0,4 mol/L
para 0,04 mol/L (10 vezes), deve-se aumentar o
volume da solução em 10 vezes. Volume inicial: 100
mL. Volume final: 100.10 = 1000 mL. O volume a ser
acrescentado será de 900 mL.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
0,4.100 = 0,04.Vf
Vf = 1000 mL
Resposta final: 49,7 + 10 = 59,7.
Número inteiro mais próximo: 60
13)E
V adicionado = Vf – Vi
V adicionado = 1000 – 100 = 900 mL
10)B
Por dedução: para a concentração cair de 25%
para 7,5% (3,3 vezes), deve-se aumentar o volume
da solução em 3,3 vezes. Volume final: 10 L. Volume
inicial: 10/3,3 = 3 L. O volume adicionado de água
deve ser de 7 L.
Por fórmula:
Ci.Vi = Cf.Vf
25.Vi = 7,5.10
Vi = 75/25
Vi = 3 L
14)E
I. Certa. A bolinha de maior densidade (1,40 g/cm3)
flutua no clorofórmio, o que prova que esse líquido
deve ser mais denso.
II. Errada. O cloreto de sódio é polar e o clorofórmio é
solvente apolar. O cloreto de sódio é parcialmente
solúvel em água, que é polar, mas insolúvel em clorofórmio.
III.Certa. Dos 50 g adicionados, 36 g ficaram solúveis e
os outros 14 g formaram corpo de fundo (insolúveis).
IV.Errada. A bolinha que tem menor densidade
(1,10 g/cm3) flutua na solução aquosa, o que prova
que essa solução é mais densa.
V.Certa. O cloreto de sódio insolúvel fica no fundo do
copo.
11)25 mL
Por dedução: para a concentração cair de 16 m
para 0,2 m (80 vezes), deve-se aumentar o volume
da solução em 80 vezes. Volume final: 2 L. Volume
inicial: 2/80 = 0,025 L.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
16.Vi = 0,2.2
Vi = 0,4/16
Vi = 0,025 L ou 25 mL
15)B
I. Errada. A solução é insaturada, pois a quantidade de
soluto é inferior ao limite de solubilidade do solvente.
II. Certa.
III.Errada. Como a solução é insaturada, haverá apenas
uma fase.
12)60
3,5 molar = 3,5 mol ––– 1 L
X mol ––– 0,1 L (100 mL)
X = 0,35mol
16)C
Densidade: 1,8 g ––– 1 cm3
X g ––– 100 cm3 (100 mL)
X = 180 g
H2SO4 90%
1 mol de Na2SO4 ––– 142 g (massa molar)
0,35 mol ––––––––––– Y g
Y = 49,7 g
2
Por dedução: para a concentração cair de 1 mol/L para
0,25 mol/L (4 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 4 vezes. Volume inicial: 150 mL. Volume final:
150.4 = 600 mL. O volume adicionado de água deve ser
de 450 mL (600 – 150).
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
1.150 = 0,25.Vf
Vf = 150/0,25
Vi = 600 mL
V adicionado = Vf – Vi
V adicionado = 600 – 150 = 450 mL
V adicionado = Vf – Vi
V adicionado = 10 – 3 = 7 L
Por dedução: para a concentração cair de 3,5 M para
1,75 M (2 vezes), deve-se aumentar o volume da solução
em 2 vezes. Volume inicial: 10 mL. Volume final: 10.2 =
20 mL. O volume adicionado de água deve ser de 10 mL.
Por fórmula:
Mi.Vi = Mf.Vf
3,5.10 = 1,75.Vf
Vf = 35/1,75
Vf = 20 mL
Química C
GABARITO
HC + NaOH → NaC + H2O
1 mol + 1 mol –– 1 mol + 1 mol
0,01 + 0,01 ––– 0,01
H2SO4 + Solvente ––– Solução
90% + 10% ––– 100%
Y g ––––––––––––––––– 180 g
Y = 162 g
01.Errada. Restará 0,01 mol de NaC = 0,585 g
02.Certa.NaC → Na+ + C–
0,01 mol ––– 0,01 mol
0,01 mol em 0,25 L = 0,04 mol/L
04.Certa. Na: 0,01 mol
1 mol: 23 g
0,01 mol: 0,23 g em 0,25 L
Ppm = mg/L
Ppm = 230 mg/025 L
Ppm = 920 ppm
08.Errada. A diluição consiste na adição de água. A
solução A foi misturada com a solução B, o que
não pode ser considerado uma diluição;
16.Certa. Ocorrerá neutralização total, pois as quantidades de H+ e OH– são iguais.
17)a) Sistema I
O equilíbrio ocorre quando: Vdissolução = Vprecipitação.
b) I. Continuará uma solução saturada com precipitado. A quantidade de NaC acrescentada
apenas aumentará o precipitado.
II. Haverá a formação de um precipitado, pois o
limite de saturação já foi atingido.
III. Continuará uma solução insaturada, pois o
solvente ainda pode dissolver mais soluto, uma
vez que a solução está diluída.
18)18
20)30
C: 1 mol ––– 35,5 g
0,535 ––– X
X = 18,99 g
Na: 1 mol ––– 23 g
0,460 ––– X
X = 10,58 g
Mg: 1 mol ––– 24,3 g
0,052 ––– X
X = 1,26 g
S: 1 mol ––– 32,1 g
0,028 ––– X
X = 0,90 g
Ca: 1 mol ––– 40,1 g
0,010 ––– X
X = 0,40 g
K: 1 mol ––– 39,1 g
0,010 ––– X
X = 0,39 g
Br: 1 mol ––– 79,9 g
0,008 ––– X
X = 0,64 g
01.Errada. Observando a equação, pode-se verificar
que a neutralização foi parcial, uma vez que originou um hidrogenossal (NaHSO4);
02.Certa.
Mols de NaOH:nb = Mb . Vb
nb = 0,3 mol/L . 0,1 L
nb = 0,03 mol
Mols de H2SO4:nác = Mác . Vác
nác = 0,2 mol/L . 0,15 L
nác = 0,03 mol
Assim, formará 0,03 mol de NaHSO4 em 0,25 L (0,1
+ 0,15).
M do sal: nº mols do sal/volume = 0,03/0,25 = 0,12 mol/L
04.Certa. NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
0,03 mol + 0,03 mol 0,03 mol + 0,03 mol
08.Certa.1 mol de NaHSO4 tem 23 g de Na
0,03 mol –––––––––––– x
x = 0,03 * 23 = 0,69 g = 690 mg de Na
16.Certa. Solução inicial de NaOH:
0,3 mol ––– 1 L
x mol ––– 0,1 L (100 mL)
x = 0,03 mol
01.Errada. É o potássio (K).
02.Certa. CaSO4. Em 1 kg de água do mar há no
máximo 0,010 mol de cálcio.
04.Errada. A evaporação de 1000 g de água (1 kg)
deixará resíduo de 0,535 mol de cloro, mais 0,460
mol de sódio.
08.Errada. A água do mar contém diversos outros sais.
16.Certa.
1 mol de K+ ––– 6.1023 íons de K+
1 kg de água ––– 0,01 mol de K+ ––– X íons de K+
X = 6.1020
1 mol de NaOH ––– 40 g
0,03 mol –––– y
y = 0,03 * 40 = 1,2 g de NaOH
19)22
21)03
Mols de NaOH:nb = Mb . Vb
nb = 0,2 mol/L . 0,05 L (50 mL)
nb = 0,01 mol
Mols de HC: nác = Mác . Vác
nác = 0,05 mol/L . 0,2 L (200 mL)
nác = 0,01 mol
As quantidades em volume adicionadas de ácido e base
são iguais, porém o ácido é mais concentrado. Assim,
o número de mols de ácido será maior que o número
de mols de base. Com isso, pode-se concluir:
01.Certa. O pH será menor que 7 – ácido;
Química C
3
GABARITO
02.Certa. O produto obtido terá maior número de mols
de hidrogênio do que de hidroxila.
04.Errada.nb = Mb . Vb
nb = 1 mol/L . 0,02 L
nb = 0,02 mol
1 mol de NaOH ––– 40 g
0,02 mol –––– x
x = 0,8 g
08.Errada. A concentração é de
2 mol/L. HC → H+ + C–
16.Errada.
Mols de HC: nác = Mác . Vác
nác = 2 mol/L . 0,02 L
nác = 0,04 mol
Mols de NaOH:nb = Mb . Vb
nb = 1 mol/L . 0,02 L
nb = 0,02 mol
HC + NaOH → NaC + H2O
0,04 + 0,02
As quantidades de mols são diferentes. Assim,
a neutralização não será completa, pois haverá
excesso de HC.
22)15
* É importante considerar os valores da tabela em g/L.
01.Certa.
Formulação 1: 50 mL:
Nitrogênio: 0
Fósforo: 60 g ––– 1 L
x ––– 0,05 L (50 mL)
x=3g
Potássio: 40 g ––– 1 L
x ––– 0,05 L (50 mL)
x = 2 g
Soma das duas formulações:
Nitrogênio: 2 g
Fósforo: 3 g
Potássio: 5 g
Tudo em 100 mL de solução. Ou ainda:
Nitrogênio: 20 g/L
Fósforo: 30 g/L
4
Potássio: 50 g/L
Para um volume final de 5 L:
Volume inicial: 0,1 L (100 mL)
Volume final: 5 L
Haverá um aumento no volume em 50 vezes (5/0,1).
Assim, as concentrações diminuirão em 50 vezes:
Nitrogênio: 20 g/L : 50 = 0,40 g/L
Fósforo: 30 g/L : 50 = 0,60 g/L
Potássio: 50 g/L : 50 = 1 g/L
02.Certa.
NH3NO3 – nitrato de amônia fornece nitrogênio;
CaHPO4 – fosfato monoácido de cálcio fornece
fósforo;
KC – cloreto de potássio fornece potássio.
04.Certa.
1 mol de K ––– 39,1 g
1,025 mol de K ––– x
x = 40,07 g aproximadamente. Assim,
1,025 mol/L = 40 g/L.
08.Certa. Os fertilizantes contém outros minerais em
pequenas quantidades, além dos principais componentes.
16.Errada.
Formulação 2: 150 mL
Nitrogênio: 50 g ––– 1 L
x ––– 0,15 L (150 mL)
x = 7,5 g
Fósforo: 50 g ––– 1 L
x ––– 0,15 L (150 mL)
x = 7,5 g
Potássio: 0
Formulação 3: 150 mL
Nitrogênio: 40 g ––– 1 L
x ––– 0,15 L (150mL)
x = 6 g
Fósforo: 0
Potássio: 60 g ––– 1 L
x ––– 0,15 L (150 mL)
x = 9 g
Formulação 3: 50 mL
Nitrogênio: 40 g ––– 1 L
x ––– 0,05 L (50 mL)
x = 2 g
Fósforo: 0
Potássio: 60 g ––– 1 L
x ––– 0,05 L (50 mL)
x = 3 g
Soma das duas formulações:
Nitrogênio: 13,5 g
Fósforo: 7,5 g
Potássio: 9 g
Tudo em 300 mL de solução. Ou ainda:
Nitrogênio: 13,5 g ––– 0,3 L (300 mL)
x ––– 1 L
x = 45 g/L
Fósforo: 7,5 g ––– 0,3 L (300 mL)
x ––– 1 L
x = 25 g/L
Potássio: 9 g ––– 0,3 L (300 mL)
x ––– 1 L
x = 30 g/L
Química C
GABARITO
Para um volume final de 15 L:
Volume inicial: 0,3 L (300 mL)
Volume final: 15 L
Haverá um aumento no volume em 50 vezes
(15/0,3). Assim, as concentrações diminuirão em
50 vezes:
08.Errada. Solução hipotônica é menos concentrada.
Uma solução mais concentrada seria hipertônica.
16.Errada. Pode ser usada para cálculos que envolvem
massas molares.
Nitrogênio: 45 g/L : 50 = 0,9 g/L
Fósforo: 25 g/L : 50 = 0,5 g/L
Potássio: 30 g/L : 50 = 0,6 g/L
23)20
01.Errada. A água possui geometria angular.
02.Errada. Na fervura, são rompidas ligações intermoleculares (ligações de hidrogênio), e não ligações
intramoleculares (covalentes).
04.Certa. Com o aumento da pressão, o que dificulta
a saída de moléculas de água, a água entra em
ebulição a uma temperatura maior.
08.Errada. Tetracloreto de carbono é apolar e por isso
sua solubilidade em água (polar) é muito pequena.
16.Certa. A forma sólida da maioria das substâncias é
mais densa que a fase líquida. Assim, um bloco de
uma substância sólida pura afunda num recipiente
cheio da mesma substância líquida pura. Mas, ao
contrário, um bloco de gelo comum flutua num recipiente com água, porque a água sólida é menos
densa que a água líquida. Essa é uma propriedade
característica da água e extremamente importante.
A 4 °C aproximadamente, logo antes de congelar, a
água atinge sua densidade máxima e, ao aproximar-se mais do ponto de fusão, a água, sob condições
normais de pressão, expande-se e torna-se menos
densa. Isso se deve à estrutura cristalina do gelo,
conhecido como gelo Ih hexagonal.
24)01
01.Certa. P . V = n . R . T
P . 1 = 0,001 . 0,082.300 *temperatura em kelvin = °C + 273
P = 0,0246 atm
02.Errada. P . V = n . R . T
30 . 1 = n . 0,082.300 *temperatura em kelvin = °C + 273
30 = n . 24,6
n = 1,219 mol
Glicose: 1 mol ––– 180 g
1,219 mol ––– x
x = 219,42 g
25)C
Mols de C no KC:
KC → K+ + C–
1 mol ––– 1 mol
n=M.V
n = 0,6 . 0,25 L
n = 0,15 mol
Mols de C no BaC2:
BaC2 → Ba2+ + 2C–
1 mol ––– 2 mols
n=M.V
n = 0,2 . 0,75 L
n = 0,15 mol * 2 = 0,30
Assim, haverá 0,45 mol de C– em 1 L (0,25 L + 0,75 L),
ou seja, 0,45 mol/L.
26)D
2–
H2SO4 → 2H+ + SO4
1 mol ––– 2 mols
n ác = Mác . Vác
n ác = 0,2 mol/L . 0,02 L (20 mL) = 0,004 mol de H2SO4
→ 0,008 mol de H+
Precisará de 0,008 mol de OH–.
NaOH 0,6 mol/L
nb = Mb . Vb
0,008 = 0,6 mol/L . Vb
Vb = 0,008/0,6
Vb = 0,01333 L = 13,33 mL
27)E
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo
solvente:
C1 . V1 + C2 . V2 = Cf . Vf
(57 . 400) + (19 . 600) = Cf . 1000
22 800 + 11 400 = Cf . 1000
34 200 = Cf . 1000
Cf = 34,20 g/L
28)E
04.Errada. Se as pressões osmóticas forem diferentes,
haverá osmose com passagem de solvente da solução menos concentrada para a mais concentrada.
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo
solvente:
C1 . V1 + C2 . V2 = Cf . Vf
Química C
5
GABARITO
(5 . 200) + (4 . 300) = Cf . 500
1000 + 1200 = Cf . 500
2200 = Cf . 500
Cf = 4,4 g/L
M1 = 750/150
M1 = 5,0 mol/L
29)E
32)D
KC → K+ + C–
1 mol ––– 1 mol + 1 mol
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo
solvente:
M1 . V1 + M2 . V2 = Mf . Vf
(0,25 . 400) + (1,5 . 600) = Mf . 1000
100 + 900 = Mf .1000
Mf = 1 mol/L
n KC = M . V
n KC = 0,1 mol/L . 0,1 L (100 mL) = 0,01 mol
n de C– = 0,01 mol
33) a)2 g
b)Adicionando água até completar 1 L a 100 mL da
solução inicial.
c)20 mL
MgC2 → Mg2+ + 2C–
1 mol ––– 1 mol + 2 mols
n MgC2 = M . V
n MgC2 = 0,1 mol/L . 0,1 L (100 mL) = 0,01 mol
n de C– = 0,02 mol
Solução resultante: 200 mL
34) a)0,024 mol/L
b)2HC + Ca(OH)2 → CaC2 + 2H2O
6,0 . 10–4 mol de Ca(OH)2
35)C
K+: nº mols: 0,01
Volume: 200 mL = 0,2 L
KOH → K+ + OH–
1 mol ––– 1 mol + 1 mol
M = n/V
M = 0,01/0,2 = 0,05 M
Mg2+: nº mols: 0,01
Volume: 200 mL = 0,2 L
n KOH = M . V
n KOH = 2 mol/L . 0,3 L (300 mL) = 0,6 mol
n de OH– = 0,6 mol
2–
H2SO4 → 2H+ + SO4
1 mol ––– 2 mols + 1 mol
M = n/V
M = 0,01/0,2 = 0,05 M
C–: nº mols: 0,03 (0,01 solução 1 + 0,02 solução 2)
Volume: 200 mL = 0,2 L
M = n/V
M = 0,03/0,2 = 0,15 M
a)Errada. Há um excesso de 0,2 mol de base.
b)Errada. Sobrou um pouco da base que está em
excesso.
c)Certa. 2KOH(aq.) + H2SO4(aq.) → K2SO4(aq.) + 2H2O(liq.)
0,6 mol + 0,4 mol 0,4 mol
(Em excesso) (limitante)
d)Errada. Reagiu 0,4 mol de ácido.
e)Errada. Em relação ao ácido é zero, pois todo ácido
foi consumido.
30) a)HC: zero
b)NaOH: M = c)NaC: M = n H2SO4 = M . V
n H2SO4 = 1 mol/L . 0,2 L (200 mL) = 0,2 mol
n de H+ = 0,4 mol (0,2 . 2)
n
0, 04
= 0,08 mol/L
=
V
0, 5
0,12
n
= 0,24 mol/L
=
0, 5
V
36)0,014 e 0,33 mmHg
31)C
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo
solvente:
M1 . V1 + M2 . V2 = Mf . Vf
(M1 . 150) + (2 . 350) = 2,9 . 500
(M1 . 150) + 700 = 1450
M1 . 150 = 1450 – 700
M1 . 150 = 750
6
Química C
Fração molar do soluto (X1) = número de mols do soluto
/ número de mols da solução
Soluto: C6H12O6: 1 mol ––– 342 g
X mol ––– 102 gX = 0,298
Solvente: H2O: 1 mol ––– 18 g
Y mol ––– 375 g Y = 20,83
X1: n1 / n
X1: 0,298 / 21,128 X1: 0,014
GABARITO
Em uma solução, a fração molar do soluto (X1)
mais a fração molar do solvente (X2) é igual a 1.
1 = 0,014 + X2
X2 = 0,986
Pv água pura: 23,76 mmHg
P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução
P10 = pressão de vapor do solvente puro (mesma temperatura)
X = fração molar do solvente
P1 = 0,986.23,76 ⇒ P1 = 23,43
39)45
31,2 = X.31,82
X = 0,98
Abaixamento provocado: 23,76 – 23,43 = 0,33 mmHg
Fração molar do soluto (X1)= número de mols do soluto
/ número de mols da solução
n = n1 (soluto) + n2 (solvente)
5,66 = n1 + 5,55
n1 = 0,11 mols
Soluto: C6H8O2N2S: 1 mol ––– 172 g
X mol ––– 1 g X = 0,0058
Solvente: C3H6O: 1 mol ––– 58 g
Y mol ––– 10 g Y = 0,172
X1: n1 / n
X1: 0,0058 / 0,1778
X1: 0,033
0,11 mols ––– 5 g
1mol ––– x g
Em uma solução, a fração molar do soluto (X1) mais a
fração molar do solvente (X2) é igual a 1.
1 = 0,033 + X2
X2 = 0,967
Pv acetona pura: 400 mmHg
P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução
P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma
temperatura)
X = fração molar do solvente
P1 = 0,967.400 = 386,8 = 3,87.102 mmHg
Fração molar do soluto (X1)= número de mols do soluto
/ número de mols da solução
Soluto: C13H21CN2O2: 1 mol ––– 272,5 g
X mol ––– 1 g X = 0,0037
Solvente: C2H6O: 1 mol ––– 46 g
Y mol ––– 30 g Y = 0,652
X1: n1 / n
X1: 0,0037 / 0,6557 ⇒ X1: 0,0056
x = 45
(Formamida: CH3NO)
38)98,176 mmHg
Fração molar do solvente (X2) = número de mols do
solvente / número de mols da solução
Solvente: H2O: 1 mol ––– 18 g
Y mol ––– 100 g Y = 5,55 mols
X2: n2 / n
0,98: 5,55 / n
n = 5,66 (número de mols da solução)
37)3,87.102 mmHg
P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução
P10 = pressão de vapor do solvente puro (mesma temperatura)
X = fração molar do solvente
Em uma solução, a fração molar do soluto (X1) mais a
fração molar do solvente (X2) é igual a 1.
1 = 0,056 + X2 ⇒ X2 = 0,944
Pv etanol puro: 104 mmHg
P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução
P10 = pressão de vapor do solvente puro (mesma temperatura)
X = fração molar do solvente
P1 = 0,944.104 = 98,176 mmHg
* O resultado varia bem pouco em função de arredondamentos utilizados.
40)299
P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução
P10 = pressão de vapor do solvente puro (mesma tem peratura)
X = fração molar do solvente
48,57 = X.50,76
X = 0,9568
Fração molar do solvente (X2) = número de mols do
solvente / número de mols da solução
Solvente: C2H6O: 1 mol ––– 46 g
Y mol ––– 50 g Y = 1,087 mols
X2: n2 / n
0,9568: 1,087 / n
n = 1,1361 (número de mols da solução)
n = n1 (soluto) + n2 (solvente)
1,1361 = n1 + 1,087
n1 = 0,0491 mols
0,0491 mols ––– 14,7 g
1 mol ––– x g X = 299,39
(Codeína: C18H21NO3)
* O resultado varia bem pouco em função de arredondamentos utilizados.
41)100,26 °C
∆Te = Ke.W
∆Te: variação da temperatura de ebulição
Ke: constante do ponto de ebulição molal
W: molalidade
Química C
7
GABARITO
W=
n1
m2 (em Kg)
n1: 1 mol ––– 60,1 g
X mol ––– 0,3 g
X = 0,005
m2: 10 g = 0,01 Kg
W = 0,005 / 0,01
W = 0,5
* Quando o solvente é a água, o valor de Ke é de 0,52 °C (padrão).
∆Te = Ke.W
∆Te = 0,52.0,5
∆Te = 0,26
A variação de temperatura provocada pela adição do soluto é de 0,26 °C. Como a água pura tem ponto de ebulição
de 100 °C, conclui-se que a solução terá ponto de ebulição normal de 100,26 °C.
42)Aproximadamente 85
∆Te = Ke.W
∆Te: variação da temperatura de ebulição
Ke: constante do ponto de ebulição molal
W: molalidade
Constantes molares de ponto de congelamento e ponto de ebulição
Solventes
Pf (°C)
Kc
Pe (°C)
Ke
Água
0
1,86
100
0,52
Ácido acético
17
3,90
118
3,07
Benzeno
5,50
5,10
80,0
2,53
Cicloexano
6,5
20,2
81
2,79
Cânfora
178
40,0
208
5,95
p-Diclorobenzeno
53
7,1
–
–
∆Te = Ke.W
2,6 = 2,53.W
W = 2,6 / 2,53 ⇒ W = 1,028
m2: 85 g = 0,085 Kg
n1
W=
m2(em Kg)
Pela consulta na tabela, verifica-se que o ponto
de ebulição do benzeno puro é de 80 °C. Como o
ponto de ebulição da solução final foi de 82,6 °C,
conclui-se que a variação provocada pela adição
do soluto foi de 2,6 °C. A Ke para o benzeno é de
2,53 (retirada da tabela).
1,028 = n1 / 0,085
n1 = 1,028 . 0,085
n1 = 0,087 mols
n1: 0,087 mol ––– 7,39 g
1 mol ––– X g
X = 7,39 / 0,082 = 84,94
43)Aproximadamente 148
∆Tc = Kc.W
∆Tc: variação da temperatura de congelamento
Kc: constante do ponto de congelamento molal
W: molalidade
8
Constantes molares de ponto de congelamento e ponto de ebulição
Solventes
Pf (°C)
Kc
Pe (°C)
Ke
Água
0
1,86
100
0,52
Ácido acético
17
3,90
118
3,07
Benzeno
5,50
5,10
80,0
2,53
Cicloexano
6,5
20,2
81
2,79
Cânfora
178
40,0
208
5,95
p-Diclorobenzeno
53
7,1
–
–
Química C
GABARITO
∆Tc = Kc.W
1,96 = 5,10.W
W = 1,96 / 5,10
W = 0,384
m2: 25 g = 0,025 Kg
n1
W=
m2 (em Kg)
46)E
I. Certa. A adição de qualquer soluto não volátil faz com que
a pressão de vapor do solvente diminua (tonoscopia).
II. Certa. Ao adicionar sacarose, inicia-se um processo de osmose, o que gera automaticamente uma pressão osmótica
(pressão no sentido contrário a fim de parar a osmose).
III.Certa. A sacarose não é um eletrólito por sua natureza não
iônica. Por isso, sacarose em água não conduz corrente
elétrica.
IV.Certa. A adição de soluto não volátil causa o abaixamento
da temperatura de congelamento (crioscopia).
V.Certa. Um mol de sacarose adicionado permanece como
um mol dissolvido, não interferindo na dissolução de outros
sais.
0,384 = n1 / 0,025
n1 = 0,384 . 0,025
n1 = 0,0096 mols
n1: 0,0096 mol ––– 1,42 g
1 mol ––– X g
X = 1,42 / 0,0096
X = 147,91
44)Aproximadamente 222
∆Tc = Kc.W
∆Tc: variação da temperatura de congelamento
Kc: constante do ponto de congelamento molal
W: molalidade
∆Tc = Kc.W
0,828 = 1,86.W
W = 0,828 / 1,86
W = 0,445
m2: 38,6 g = 0,0386 Kg
n1
W=
m2 (em Kg)
0,445 = n1 / 0,0386
n1 = 0,445 . 0,0386
n1 = 0,0172 mols
n1: 0,0172 mol ––– 3,82 g
1 mol ––– X g
X = 3,82 / 0,0172
X = 222,09
45)C
a)Errada. Não pode ser uma substância pura,
pois durante a ebulição ocorre variação na
temperatura.
b)Errada. Não pode ter sido realizada ao nível
do mar, pois nessa altitude, a ebulição inicia
a 100 °C para água pura, e se houvesse sal
dissolvido, haveria um aumento no ponto de
ebulição (acima de 100 °C).
c)Certa. A acetona (PE = 56,5 °C) possui ponto
de ebulição menor que o da água e não é um
eletrólito. com a mistura das duas, a ebulição
inicia em um ponto intermediário.
d)Errada. Acetona pura tem a ebulição iniciada
em 56,5 °C ao nível do mar.
e)Errada. Abaixo do nível do mar a pressão é
maior e o ponto de ebulição aumentaria para
mais de 100 °C.
47)a)O solvente puro tem maior pressão de vapor, por isso
H2O(v)
vai de I para II, através do ar que é a membrana
semipermeável, a fim de aumentar a dissolução do cloreto
de sódio (efeito osmótico).
b)O ponto de congelamento no início é menor, pois possui
maior número de partículas dispersas. Com a diluição, o
número de partículas por unidade vai diminuindo e o ponto
de congelamento vai aumentar.
48)B
A pressão de vapor tem relação com o ponto de ebulição
das substâncias (fator interno), com solutos dissolvidos e
com pressão atmosférica (fatores externos). Comparando-se
substâncias líquidas puras submetidas a uma mesma pressão atmosférica, a diferença nas pressões de vapor de cada
substância ocorrerá apenas em função do ponto de ebulição
de cada uma.
49)D
I. Certa.
II. Errada. Quanto maior a pressão de vapor de um líquido,
mais facilmente este evapora (diretamente proporcional).
III.Certa. O ponto de congelamento da água ao nível do mar
é de 0 °C.
IV.Certa. O solvente absorve o calor da pele para evaporar, o
que gera uma sensação de frio.
50)17
01.Certa. Para conferir, trace uma reta saindo do valor 1,4 no
eixo da pressão de vapor (1,0 da água + 0,4 da válvula).
Ao tocar na curva, desça até o eixo da temperatura que
dará 110 °C.
02.Errada. A pressão total dará 1,2 (1,0 da água + 0,2 da
válvula). Pelo gráfico dará temperatura de 105 °C.
04.Errada. Após atingida a temperatura de ebulição, a pressão
não mais aumenta com o aumento do calor.
08.Errada. Ao reduzir a temperatura para 60 °C, a pressão
cai para 0,2. Somada à pressão da válvula, ainda haverá
pressão de 0,6 atm.
16.Certa. No processo de evaporação, rompem-se as ligações
intermoleculares, que no caso da água são do tipo ligação
de hidrogênio.
Química C
9
GABARITO
51)D
Durante a evaporação da água, a temperatura
permanece constante, enquanto que durante a
evaporação da solução de água e sal, a temperatura varia. A adição do sal faz com que aumente
o ponto de ebulição da solução, sendo que esta
irá evaporar em temperatura superior à da água
pura.
54)A ordem de concentração das soluções é:
Mais concentrada: solução 2 (água de rejeito).
Intermediária: solução 1 (água do mar).
Menos concentrada: Solução 3 (água pura).
52)C
I. MgSO4 → Mg2+ + SO42–
1 mol → 1 mol + 1 mol
0,2 mol → 0,2 mol + 0,2 mol = 0,4 mol
55)B
I. Errada. O líquido B tem menor ponto de ebulição e quanto menor o ponto de ebulição, mais facilmente a solução
evapora, gerando maior pressão de vapor.
II. Certa. O ponto de ebulição é mais alto; logo, ele permanece
no estado líquido por mais tempo.
III.Errada. Em ambos, a temperatura de ebulição não varia,
o que caracteriza substâncias puras.
II. K2SO4 → 2K+ + SO42–
1 mol → 2 mols + 1 mol
0,1 mol → 0,2 mol + 0,1 mol = 0,3 mol
III.A2(SO4)3 → 2A3+ + 3SO42–
1 mol → 2 mols + 3 mols
0,1 mol → 0,2 mol + 0,3 mol = 0,5 mol
IV. ZnSO4 → Zn2+ + SO42–
1 mol → 1 mol + 1 mol
0,1 mol → 0,1 mol + 0,1 mol = 0,2 mol
O abaixamento da temperatura de congelamento depende do número de mols do soluto
dissolvido, e não da natureza da substância.
Sendo assim, quanto maior o número de mols
dissolvido, maior será o abaixamento da temperatura de congelamento.
Ordem crescente (do menor para o maior abaixamento): 0,2 mol (IV), 0,3 mol (II), 0,4 mol (I),
0,5 mol (III).
56)D
Pela análise do esquema, percebe-se que houve passagem
de líquido do recipiente B para o recipiente A.
I. Certa. O líquido em B evapora mais facilmente passando
para A. Logo, sua pressão de vapor é maior.
II. Certa. O solvente tende a passar do meio menos concentrado para o meio mais concentrado, sendo o ar a membrana
semipermeável.
III.Errada. A água vai da solução mais diluída para a mais
concentrada.
IV.Certa. Em A e em B existem soluções com soluto dissolvido.
Quando há soluto dissolvido, a pressão de vapor é menor
que na substância pura.
57)B
53)D
A disposição das correntes, em ordem crescente de temperatura de congelamento à pressão atmosférica, é: corrente 2
< corrente 1 < corrente 3. De acordo com os princípios de
crioscopia, o aumento da concentração de um soluto não
volátil, como um sal, diminui a temperatura de congelamento
da solução.
Quanto maior a pressão de vapor, menor o ponto de ebulição.
A adição de um soluto não volátil faz com que a pressão de
vapor diminua, pois aumenta o ponto de ebulição.
Na curva I, é necessário menos temperatura para atingir a
mesma pressão (menor ponto de ebulição). Isso ocorre na
substância pura. A curva II é intermediária e deve representar
a solução diluída (com pouco soluto dissolvido). Na curva III, é
preciso mais temperatura para alcançar a mesma pressão. Isso
ocorre, pois há mais soluto dissolvido (solução concentrada).
A água destilada estará representada pela
curva A, pois a adição de sacarose aumenta a
pressão de vapor. Como o gráfico mostra uma
mesma pressão de vapor (1 atm), observe que
a pressão de 1 atm é atingida na curva A com
menos temperatura (água pura).
I. Errada. A adição de nitrato de alumínio que
é um eletrólito (iônico) fará com que precise
de maior temperatura para atingir a mesma
pressão de 1 atm.
II. Certa. O fato de o líquido A atingir a mesma
pressão de B com menor temperatura significa que ele evapora mais facilmente (menor
PE).
III.Errada. A solução C terá menor pressão de
vapor que A e B.
IV.Certa.
58)C
10
A água sai na forma de vapor através do ar, que servirá de
membrana semipermeável, indo do meio menos concentrado
(água pura) para o meio mais concentrado (solução de
sacarose).
59)D
Padrão:
NaC:
1 mol ––– 58,5 g
X mol ––– 0,58 g
Química C
X = 0,01 mol de NaC
GABARITO
utilizado para a conservação), causando a desidratação
da carne, o que retarda a decomposição.
NaC → Na+ + C0,01 mol 0,01 + 0,01 = 0,02 mol
a)KC:
1 mol ––– 74,5 g
X mol ––– 0,58 g
65)A
X = 0,0078 mol
KC → K+ + C 0,0078 mol 0,0078 + 0,0078 = 0,0156 mol (Errada)
b)C6H12O6:
1 mol ––– 180 g
X mol ––– 1,80 g
X = 0,01 mol
C6H12O6(s) → C6H12O6(aq)
0,01 mol 0,01 mol (Errada)
c)NaBr:
1 mol ––– 103 g
X mol ––– 0,58 g
X = 0,0056 mol
66)C
I. Certa. O dietiléter possui as ligações intermoleculares mais fracas, pois é molécula apolar e as
ligações são do tipo dipolo-dipolo. O 2-butanol
e o 1-butanol possuem ligações de hidrogênio,
todavia estas serão mais fracas no 2-butanol, pois
a hidroxila está mais ao centro na cadeia, dificultando a interação com outras moléculas por efeito
espacial causado pela cadeia carbônica, Isso não
ocorre no 1-butanol, pois a hidroxila está na ponta
da cadeia.
II. Certa. Quando a pressão de vapor é grande o
suficiente para superar a pressão atmosférica, a
substância pode sofrer ebulição. Quando as pressões são iguais, é o momento em que se inicia a
ebulição (ponto de ebulição).
III.Certa. Com o aumento da temperatura, as moléculas adquirem energia cinética, gerando agitação
das moléculas, que podem romper suas ligações
intermoleculares e evaporar (pressão de vapor).
IV.Errada. Se a pressão atmosférica é diminuída, é
mais fácil ocorrer a evaporação, ou seja, a pressão
de vapor pode ser menor para igualar as condições.
→ Na+ + BrNaBr 0,0056 mol 0,0056 + 0,0056 = 0,0112 mol (Errada)
d)(NH2)2CO:
1 mol ––– 60 g
X mol ––– 1,20 g
X = 0,02 mol
(NH2)2CO(s) → (NH2)2CO(aq)
0,02 mol 0,02 mol (Certa)
e)Na2CO3:
1 mol ––– 106 g
X mol ––– 1,06 g
X = 0,01 mol
Na2CO3 → 2Na+ + CO32 0,01 mol 0,02 + 0,01 = 0,03 mol (Errada)
60)B
A adição de etilenoglicol causa o abaixamento da
temperatura de congelamento, evitando que a água
congele durante os dias muito frios. O etilenoglicol
agirá como qualquer soluto não volátil, causando um
efeito crioscópico.
61)A
Ocorre processo de osmose, onde a água passa do
meio hipotônico (a carne) para o meio hipertônico (o
sal utilizado para a conservação).
62)C
67)D
Por efeito da osmose, o solvente passa através da
membrana semipermeável do meio menos concentrado (solução B) para o meio mais concentrado
(solução A). Sendo assim, a solução A passa a ser
menos concentrada e a solução B mais concentrada,
pois perde solvente.
68)C
A pressão necessária para reverter o processo de
osmose é chamada de pressão osmótica.
63)a)80 g representa 5% do volume total a ser administrado.
80 g ––– 5%
X ––– 100% X = 1600 g = 1600 mL = 1,6 L
b)As células do sangue têm maior pressão osmótica,
por isso receberão água da solução injetada. As
células incharão devido à entrada de solvente.
64)E
A osmometria é a propriedade coligativa que explica
a passagem de água de um meio menos concentrado
para um meio mais concentrado. No caso do exemplo,
a colocação de solutos faz com que a água saia do
ferimento, facilitando a cicatrização.
Ocorre processo de osmose, onde a água passa do
meio hipotônico (a carne) para o meio hipertônico (o sal
a)Errada. Para ocorrer a ebulição, a pressão de vapor
do líquido deve ser igual ou maior que a pressão
atmosférica.
b)Errada. Durante a vaporização de uma substância
pura a temperatura não aumenta, permanece constante.
c)Certa. A ebulição inicia a partir do momento em que
as pressões se igualam.
d)Errada. Quanto maior a altitude, menor a pressão
atmosférica e menor será o ponto de ebulição.
e)Errada. Durante a ebulição, a energia cinética das
moléculas se mantém alta.
Química C
11
GABARITO
69)C
a)Errada. Óleo (apolar) e água (polar) formam uma
mistura heterogênea.
b)Errada. O gás ideal é um gás hipotético em que a
temperatura e a pressão são mantidas constantes.
c)Certa. Cada hidrocarboneto diferente tem ponto de
ebulição diferente e consequentemente pressão de
vapor diferente.
d)Errada. Óleo e água constituem sistema heterogêneo bifásico.
e)Errada. Na verdade, a água é mais densa que o
óleo, porém, considerou-se que o enunciado pedia
a opção correta “com base na informação acima”.
70)01
Quanto maior for a altitude, menor será a pressão atmosférica. Considerando a pressão atmosférica como
uma força que se opõe à ebulição, a substância precisa
de menos temperatura para evaporar.
71)A
a)Errada. A pressão atmosférica é atingida ao mesmo
tempo que na panela aberta. Ocorre que ainda há a
pressão exercida pela válvula de escape do gás.
b)Certa. A pressão de vapor na panela fechada é igual
à pressão atmosférica mais a pressão exercida pela
válvula, por isso chama-se panela de pressão.
c)Certa. Com a pressão de vapor maior, pode-se
atingir maiores temperaturas no interior da panela,
motivo pelo qual o alimento cozinha mais depressa.
d)Certa. A pressão de vapor é maior.
72)1 = Éter dietílico
2 = Etanol
3 = Solução aquosa de ureia
Éter dietílico tem menor ponto de ebulição (34,6 °C),
o que causará maior pressão de vapor. Na sequência,
vem o etanol (78 °C) e depois a água (100 °C). A solução
de ureia terá ponto de ebulição menor que o da água
pura (efeito ebulioscópico) devido à adição do soluto
não volátil.
73)A
Entre as três amostras, a que irá evaporar com mais
facilidade (precisa de menos temperatura) é a água
pura. A adição de soluto não volátil à água faz com
que seja mais difícil de evaporar. Quanto mais soluto
adicionado, mais difícil o processo de evaporação.
Por isso, evapora mais facilmente a água pura, depois
a solução menos concentrada (solução 2 com 10-3 M)
e por fim a solução mais concentrada (solução 3 com
10-1 M).
12
Química C