QUÍMICA
LIVRO 4
Resoluções das atividades
Sumário
Capítulo 12 – Polaridade molecular e forças intermoleculares ................................................................................................................................................................ 1
Capítulo 13 – Oxidação e redução............................................................................................................................................................................................................ 2
Capítulo 14 – Teorias ácido-base .............................................................................................................................................................................................................. 4
05 a) Entre as moléculas de água e a de glicerina, existem as
interações denominadas ligações de hidrogênio, conforme dado a seguir:
Polaridade molecular e
Capítulo 12 forças intermoleculares
Atividades para sala
d
d
d
d
d
d
01 C
Após a análise dos itens, pode-se concluir que:
a) (F) HI (polar), NH3 (polar), CO2 (apolar), SO2 (polar), CH4
(apolar).
b) (F) HC (polar), SiF4 (apolar), BF3 (apolar), I2 (apolar), CO
b) Aquecendo-se o panetone ressecado, rompem-se as
ligações de hidrogênio entre as moléculas de água e
a de glicerina, umedecendo a massa novamente.
(polar)
c) (V) HC (polar), NH3 (apolar), H2O (polar), SO2 (polar),
Atividades propostas
CO (polar)
d) (F) O2 (apolar), SiF4 (apolar), H2O (polar), CS2 (apolar),
CO (polar)
e) (F) HI (polar), CH4 (apolar), H2O (polar), I2 (apolar), CS2
(apolar)
02 D
Após relacionar a molécula com sua geometria e polaridade, conclui-se que:
01 D
I.
II.
III.
IV.
(V)
(V)
(F)
(V)

CH4: molécula apolar (µ
 = 0).
CS2: molécula apolar (µ = 0).
HBr: molécula polar (µ
 ≠ 0).
N2: molécula apolar (µ = 0).
Portanto, somente as moléculas I, II e IV apresentam
momento dipolar igual a zero.
02 C
a) (F) CO2 – Linear e apolar.
No SO2 , todas as ligações são covalentes polares e a geometria da molécula é angular, sendo portanto, polar. No
CO2 ,todas as ligações são covalentes polares e a geometria da molécula é linear, sendo, portanto, apolar.
b) (F) CC4 – Tetraédrica e apolar.
c) (F) NH3 – Piramidal e polar.
d) (V)
03 C
03 C
No hidrogênio líquido, as moléculas são apolares. Dessa
forma, as interações entre suas moléculas são do tipo
dipolo induzido-dipolo induzido (forças de Van der Waals)
04 a) As ligações existentes no composto SiH4 são covalentes polares.
b) A molécula de SiH4 (Tetraédrica) é apolar porque, nessa


molécula, os momentos dipolares (µ) se anulam (µ = 0).

H2O: molécula polar (µ ≠ 0).
HC: molécula polar (µ ≠ 0).
CC4: molécula apolar (µ
 = 0).
CO2: molécula apolar (µ = 0).
04 C
As ligações de hidrogênio são forças de dipolo permanente muito intensas e que exigem muita energia para
serem rompidas, o que justiica os altos pontos de ebulição do HF, NH3 e H2O.
1ª Série – Ensino Médio
1
QUÍMICA
LIVRO 4
05 D
1. N2: moléculas apolares, cujos átomos estão ligados por
meio de ligação covalente apolar.
2. H2O: moléculas polares, que, na fase sólida, estão unidas por ligações de hidrogênio.
3. Ne: na fase sólida, seus átomos estão unidos por forças
do tipo dipolo induzido (força de Van der Waals).
4. HF: moléculas polares que, mesmo na fase gasosa,
estão unidas por ligações de hidrogênio.
5. Na3PO4: composto iônico sólido nas condições ambiente.
Portanto, a associação correta é: 1-E; 2-A; 3-C; 4-A.
06 C
Após análise das ligações entre os átomos de cada molécula, tem-se:
CO2: ligações covalentes polares e molécula apolar;
SO2: ligações covalentes polares e molécula polar;
N2: ligações covalentes apolares e molécula apolar.
Capítulo 13 Oxidação e redução
Atividades para sala
01 E
1. CrC3: x + 3 (–1) = 0 ⇒ x = +3
2. CrO3: x + 3 (–2) = 0 ⇒ x = +6
3. Cr2O3: 2x + 3 (–2) = 0 ⇒ x = +3
4. K2CrO4: 2(+1) + x + 4(–2) = 0 ⇒ x = +6
5. K2Cr2O7: 2 (+1) + 2x + 7(–2) = 0 ⇒ x = +6
Pelo enunciado da questão, um composto potencialmente
cancerígeno deve ser hexavalente, ou seja, possuir Nox
igual a +6, o que acontece nas substâncias 2, 4 e 5.
02 B
Após a análise das airmativas, conclui-se que:
I. (V)
+1
x
–2
+2 + 2x – 14 = 0
2x – 12 = 0
2x = +12
x = +6
H2Cr2O7
+6
07 D
Na molécula do CO2, as ligações entre seus átomos são
do tipo covalentes polares, e, entre suas moléculas na fase
sólida, as interações são do tipo forças de Van der Waals.
08 Em I, são rompidas as ligações de hidrogênio existentes na
água líquida, permitindo sua passagem para fase gasosa.
Em II, são rompidas as ligações covalentes entre o hidrogênio e o oxigênio, quebrando as moléculas de água, produzindo hidrogênio e oxigênio.
II. (F) O Cr2(SO4)3, reação A, é a forma menos tóxica do
cromo, cujo Nox é +3.
III. (V) H2Cr2O7 + 3 H2SO3 → Cr2(SO4)2 + 4 H2O
+4
Nox↑
+6
(oxidação)
IV. (F) A equação não é de uma reação de oxirredução,
pois não há variação do Nox dos átomos dos
elementos.
+3
+6 –2
+2
–2 +1
+3
–2 +1
+2 +6 –2
Cr2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2 → 2 Cr(OH)3 + 3 CaSO4
03 D
I.
II.
III.
IV.
V.
09 NH3: geometria piramidal e molécula polar.
CH4: geometria tetraédrica e molécula apolar.
HC: geometria linear e molécula polar.
N2: geometria linear e molécula apolar.
H2O: geometria angular e molécula polar.
Portanto, conforme solicitações, tem-se:
a) CH4: geometria tetraédrica e molécula apolar.
b) H2O: geometria angular e molécula polar.
10 As moléculas 1 e 4 são apolares, portanto, a interação
entre suas moléculas são do tipo dipolo induzido (forças
de Van der Waals).
As moléculas 3 e 6 são polares, portanto, a interação entre
suas moléculas são do tipo dipolo-dipolo.
As moléculas 2 e 5 apresentam o H ligado ao O e, devido a
isso, estabelecem ligações de hidrogênio intermoleculares.
2
Li3N: 3(+1) + x = 0 ⇒ x = –3
NO3–: x + 3(–2) = –1 ⇒ x = +5
NC3: x + 3(–1) ⇒ x = +3
N2: Nox de substância simples é igual a zero.
N2H4: 2x + 4(+1) = 0 ⇒ x = –2
04 Utilizando as regras para a determinação dos Nox,
tem-se:
+2
+3 x –2
x –2
+2
x –2
Mn (NO3)2
Fe (CO4)3
Ca3 (PO4)2
+2 + 2x – 12 = 0
+2x – 10 = 0
2x = +10
+3 + 3x – 24 = 0
3x – 21 = 0
3x = +21
+6 + 2x – 16 = 0
2x – 10 = 0
2x = +10
x=
+10
∴ = +5
2
+ –
H—C
1ª Série – Ensino Médio
+
+
+
–
–
–
x=
+21
∴ = +7
3
N
Nox = –1 + 3 = +2
x=
+10
∴ = +5
2
QUÍMICA
LIVRO 4
Portanto:
05 B
Mn(NO3)2,
Fe(CO4)3,
Ca3(PO4)2,
HCN
+5
+7
+5
+2
Após análise da equação, conclui-se que:
Nox ↓
Redução
+4
05 “Redutores são substâncias que fazem acontecer redução e, ao mesmo tempo, sofrem oxidação. Visto que
redutores sofrem oxidação, no redutor, há uma espécie
química cujo Nox aumenta, pois perde elétrons. Oxidantes são substâncias que fazem acontecer oxidação e,
ao mesmo tempo, sofrem redução. Visto que oxidantes
sofrem redução, no oxidante, há uma espécie química
cujo Nox diminui, pois ganha elétrons. Do que se disse,
pode-se concluir que, nas reações de oxirredução, ocorre
transferência de elétrons do redutor para o oxidante.”
Atividades propostas
01 C
0
0
SiC4(s) + 2 H2(g)
Si(s) + 4 HC(g)
Nox ↑
0
Agente
oxidante
+1
Oxidação
Agente
redutor
a) (F) O SiC4(s) é o agente oxidante, pois seu Nox varia de
+4 para zero.
b) (V)
c) (F) O H2(g) é o agente redutor, pois seu Nox varia de zero
para +1.
d) (F) O SiC4(g) é o agente oxidante, pois seu Nox varia de
+4 para zero.
e) (F) O H2(g) é o agente redutor, pois seu Nox varia de zero
para +1.
+1 –1
2 HC
H2 + C2
O Nox do átomo de hidrogênio está aumentando (de
zero para +1), logo, ele está sofrendo oxidação. O Nox do
átomo de cloro está diminuindo (de zero para –1), logo,
ele está se reduzindo. O H2 é agente redutor, e o C2 é
agente oxidante.
06 B
0
Nox ↓
Redução
–2
2 Cu(s) + O2(g) + 2 H2O() → 2 Cu(OH)2(s)
Equação I:
Agente
redutor
02 D
Nox ↑
Oxidação
0
Rutilo (TiO2): x + 2(–2) = 0 ⇒ x = +4
26
0
Fe2 + : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
+2 –2 +1
+2
+4 –2
+2 +4 –2
+1 –2
Equação II: Cu(OH)2(s) + CO2(g) → CuCO3(s) + H2O()
camada de valência
03 D
[Fe(CN)6]4 –: x + 6(–1) = –4 ⇒ x = +2
[Fe(CN)6]3 –: x + 6(–1) = –3 ⇒ x = +3
A soma dos valores do Nox do ferro nos ânions ferrocianeto
ferricianeto é igual a +5.
Após análise das equações, conclui-se que, na equação II,
não há variação do Nox de nenhum átomo e, portanto, a
reação não é de redox.
Logo, somente a reação da equação I é de redox, sendo o
Cu(s) o agente redutor.
04 D
Utilizando as regras para determinação do Nox, tem-se:
+1
+1
x
NaC
x –2
+1x
Kl
NaCO3
–1
–1
+5
+1 + x – 6 = 0
x–5=0
x = +5
+1 + x = 0
x = –1
+1 x
x
2
+1 + x = 0
x = –1
07 D
+4
Nox ↓ (redução)
MnO2
Agente
oxidante
+
4HC
–1
+2
–1
MnC2
+
2H2O
+
Nox ↑ (oxidação)
0
Agente redutor
–2
KCO3
0
+5
2x = 0
x=0
+1 + x – 6 = 0
x–5=0
x = +5
Após análise da equação, conclui-se que:
I. (V)
II. (V)
III. (F) No C2 , o Nox do C é zero.
IV. (V)
V. (F) O Nox do manganês variou de +4 para +2.
1ª Série – Ensino Médio
C2
3
QUÍMICA
LIVRO 4
08 Nas substâncias compostas, o somatório dos Nox de todos
os átomos dos elementos é igual a zero. Assim, tem-se:
10
Nox= –1
PbC4
3
Nox do Pb = ?
Nox = –1
Nox do Pb + 4 · (Nox do C) = zero
Nox do Pb + 4 · (–1) = 0
Nox do Pb – 4 = 0
Nox do Pb = +4
Logo, x = 4.
Nox= +2
– –
Nox = +3
–
+
1
+ +
Nox = –2 + 1 = –1
– +
Hib. sp3
– + –
2
–
+
+
–
Hib. sp2
4
Nox = +1
FM = C7H7CO3
Após análise da estrutura do composto, conclui-se que:
PbC2
Nox do C = ?
Nox do Pb + 2 · (Nox do C) = zero
+2 + 2Nox do C = 0
2Nox do C = – 2
2
Nox do C = − ∴ Nox do C = –1
2
Logo, y = –1.
09 1. Cálculo do Nox dos carbonos 1 e 2 de cada composto:
a) Os números de oxidação dos carbonos 1, 2, 3 e 4 são,
respectivamente, +3, –1, –1 e +1.
b) A fórmula molecular do composto é C8H7CO3.
c) A hibridização do carbono 2 e a do carbono 4, são, respectivamente, sp3 e sp2.
Capítulo 14 Teorias ácido-base
++
– – – +
+
Nox = –3
–
+
+
Nox = –2 + 1 = –1
+
+
–
Nox = –3
2
–
–
–
Atividades para sala
01 D
Observando as reações, tem-se:
–
H+
+
– + +
1
–
–
Nox = +2 – 1 = +1
+
 HCN + H2O
I. H3O+ + CN–
ácido
H+
+
+
–
Nox = –3
–
 NH2– + HCO–3
II. NH3 + CO32–
–
base
– + +
–
+ –OH
Nox
= +3
+
H+
III. C2H5O– + NH3
 C2H5OH + NH–2
ácido
2. Cálculo do Nox médio do carbono em cada composto:
02 D
Após analisar as proposições dadas, conclui-se que:
2
−3 − 1
Nox médio=
= −2
2
1
Nox = –3
Nox = –1
2
Nox = –3
Nox médio=
1
Nox = +1
−3 + 1
= −1
2
H+
H+
I. (F) H CO
+ H2O()
2
3(aq)
ácido de
Arrhenius e
Brönsted-Lowry
base de
Brönsted-Lowry
Nox = –3
4
Nox = +3
H3O(+aq ) + HCO3−( aq )
ácido de
Brönsted-Lowry
base de
Brönsted-Lowry
Na equação A, não há base de Arrhenius e, como
não há variação do Nox, não há reação de redox.
H+
H+
+3 − 3
Nox médio=
=0
2

II. (V) NH4+( aq ) + CO32(−aq )  NH3( aq ) + HCO3−( aq )
ácido de
Brönsted-Lowry
1ª Série – Ensino Médio
base de
Brönsted-Lowry
base de ácido de
Brönsted- Brönsted-Lowry
-Lowry
QUÍMICA
LIVRO 4
III. (F) Pares conjugados:
Atividades propostas
 Da equação A: H2CO3(aq) / HCO3(− aq ) e H2O() / H3O(+aq )
2−
+
 Da equação B: NH4( aq ) / NH3(aq) e CO3( aq ) / HCO3(− aq )
IV. (V) O íon HCO é a base de Brönsted-Lowry na
–
3
01 B
I.
equação A.
H+
(F) HNO2 + H2O
 H3O+ + NO2–
base
H+
V. (V) Na equação A, o equilíbrio está descolado para a
esquerda, enquanto, na equação B, encontra-se
deslocado para a direita.
 OH– + H2
(V) H + H2O
ácido
H+
III.
03 E
1.
II.
–
–
(V) NH2 + H2O
 NH3 + OH–
ácido
H
|
H—N—H
H+
IV.
(F) CO32– + H3O+
 HCO3 + H2O
–
base
(Base de Lewis)
02 C
2. HC + H2O+
Após analise das opções, conclui-se que:
H3O+ + C –
H+
(Ácido de Arrhenius)
 H2O + OH–
a) (F) OH– + H2O
base
F
|
3. B — F
|
F
H+
b) (F) O + H2O
2–
base
 OH– + OH–
H+
(Ácido de Lewis)
c) (V) HCO3– + H2O
ácido
4. CH3COO– + H2O
 H3O+ + CO2–3
H+
 CH3COOH + OH–
d) (F) SO2–
+ H2O
4
(Base de Brönsted-Lowry)
base
 HSO4– + OH–
H+
H
H
04 I. H2O + HC
base
ácido

e) (F) H + H2O
base
H3O+ + C–
II. H2O + NH3
base

 H2 + OH–
03 C
Os ácidos de Lewis são espécies químicas deicientes em
elétrons, podendo receber pares eletrônicos, como nos
casos das espécies H+, BF3 e A3+.
H+
H+
ácido
–
+
+
NH4+ + OH–
04 A
Após analisar as equações e com base no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry, conclui-se que a água se comporta como uma espécie química anfótera porque, na reação 1, atua como base e, na reação 2, atua como ácido.
Um ácido de Brönsted-Lowry é uma espécie química capaz
de doar um próton H+.
H+
H+
NH3(g) + H2O()
05 A equação é uma reação ácido-base segundo o conceito
de Lewis.
De acordo com a teoria de Lewis, a espécie química que
recebe o par de elétrons é ácido e a espécie química que
H+
_
H + NH3
base
porque é a espécie química que recebe o
par de elétrons do íon sulito, SO2−
3 , que atua como base de
Lewis.
ácido
05 D
doa o par eletrônico é base. Na equação dada, o ácido é
o átomo de
 NH+4(aq) + OH–(aq)
ácido
ácido
H+

–
NH2 + H2
base
ácido
–
–
Após análise da equação, conclui-se que H e NH2 são
bases de Brönsted-Lowry.
1ª Série – Ensino Médio
5
QUÍMICA
LIVRO 4
06 C
Coluna 2
(C) Em solução aquosa, libera íons H3O+.
(F) Doa par eletrônico por meio de uma reação.
(A) Doa prótons H+ por meio de uma reação.
(D) Recebe prótons H+ por meio de uma reação.
(E) Em solução aquosa, libera íons OH–.
(B) Recebe par eletrônico por meio de uma reação.
07 B
Segundo a Teoria de Brönsted-Lowry, quanto mais forte
for um ácido, mais fraca será sua base conjugada e vice-versa.
08 Sendo a equação da reação:
HCN( g ) + H2O( ℓ ) ⇌ H3O(+aq ) + CN(−aq ) , tem-se:
HCN(g) e H3O+(aq) como ácidos de Brönsted-Lowry;
–
como bases de Brönsted-Lowry.
H2O() + CN(aq)
09 a) Equação IV. Porque o HBr, em meio aquoso, libera,
H3O+, comportando-se com o ácido de Arrhenius.
b) Equações I, II e IV. Nessas equações, há espécies químicas doadoras e receptoras de prótons H+.
H+
H+

I. HC + NH3
ácido
base
NH4+ + C–
ácido
base
H
+
H
+

II.HNO3 + HF
ácido
base
H2NO3+ + F–
ácido

IV. HBr + H2O
ácido
base
H+
H+
base
H3O + Br –
ácido
base
c) Equação III. Porque não há transferência de prótons H+
(Teoria de Brönsted-Lowry) nem a presença de água
(Teoria de Arrhenius).

III. AuC3 + C–
ácido
base
AuC4–
H+
H+
10 a) HCN + H2O
ácido
base

H3O+ + CN–
base
ácido
conjugado conjugada
H+
H+
b) HSO4– + HC
base
ácido

H2SO4 + C–
base
ácido
conjugado conjugada
Portanto, os pares conjugados são:
–
a) HCN / CN e H2O / H3O+
ácido
base
base
conjugada
b) HSO4– /
base
6
ácido
conjugado
H2SO4 e HC
–
/ C
base
ácido
ácido
conjugada
conjugado
1ª Série – Ensino Médio
QUÍMICA
LIVRO 4
Resoluções de ENEM e vestibulares
01 B
Após analisar as moléculas dadas, conclui-se que:
a) (F) BeH2 (apolar) e NH3 (polar)
b) (V) BC3 (apolar) e CC4 (apolar)
c) (F) H2O (polar) e H2 (apolar)
d) (F) HBr (polar) e CO2 (apolar)
e) (F) H2S (polar) e SiH4 (apolar)
02 D
Para que o CO2 passe da fase sólida para fase gasosa (processo físico chamado de sublimação), devem ser rompidas
as interações de Van der Waals Para que a H2O, na fase
sólida, passe para fase líquida e desta para a gasosa (processos físicos chamados, respectivamente, de fusão e vaporização), devem ser rompidas as pontes de hidrogênio.
03 A
NH3: Ligação de hidrogênio – interação entre o átomo de
hidrogênio e o nitrogênio, que é pequeno e fortemente
eletronegativo.
CH4: Forças de Van der Waals (dipolo induzido) – a soma
dos vetores dipolo é igual a zero, o que torna a molécula
apolar.
Mg: Ligação metálica – ocorre entre átomos de metais.
CO2: Forças de Van der Waals (dipolo induzido) – a soma
dos vetores dipolo é igual a zero, o que torna a molécula
apolar.
Ca2+ e C–: Ligação iônica – ocorre entre um metal e um
ametal.
HC: Forças de Van der Waals (dipolo-dipolo) – a soma dos
vetores dipolo é diferente de zero, o que torna a molécula
polar.
H2: Força de Van der Waals (dipolo induzido) – a soma
dos vetores dipolo é igual a zero, o que torna a molécula
apolar.
Cgraite: Ligação covalente – ocorre entre átomos que tendem a compartilhar pares de elétrons.
04 E
O poliacrilato de sódio possui o grupo carboxilato
Por tratar-se de um íon, o tipo de interação com a água se
dá por meio da relação íon-dipolo, além de permitir ligações de hidrogênio por meio do oxigênio da carbonila.
íon-dipolo
Já a celulose possui grupos hidroxilas (—O—H) que
permitem as ligações de hidrogênio com a água.
O—H
H—O
O
O
δ
–
O—H
δ
n
+
δ–
O
ligação do
hidrogênio
δ+
H
δ+
H
05 C
redução
+5
+2
Nox ↓
3 P4 + 20 HNO3 + 8 H2O → 12 H3PO4 + 20 NO
agente
oxidante
agente
redutor
oxidação
0
Nox ↑
+5
06 D
oxidação
0
Variação do Nox
do carbono
+2
Logo o Nox do Carbono sofrem uma variação de O
para +2.
07 D
Após analise das airmativas, conclui-se que.
I. (F) Redução é o ganho de elétrons, e oxidação é a
perda de elétrons.
II. (F) O elemento oxidante causa a oxidação de outro e se
reduz, tendo uma diminuição no valor de seu Nox.
III. (V) Para que se respeite a proporção estequiométrica e o balanceamento das equações químicas,
o número de elétrons cedidos deve ser igual ao
número de elétrons ganho.
IV. (V) O elemento que sofre redução ganha elétrons, e o
valor de seu Nox diminui.
1ª Série – Ensino Médio
1
QUÍMICA
LIVRO 4
08 E
Nox ↓
redução
+3
0
Fe2O3 + 3 CO →2 Fe + 3 CO2
agente redutor
agente
oxidante
+2
Nox ↑
oxidação
+4
Após análise da equação, conclui-se o seguinte.
a) (F) O Fe2O3 é o agente oxidante.
b) (F) O CO é o agente redutor.
c) (F) A variação do Nox do carbono é de +2 para +4.
d) (F) A variação do Nox do ferro é de +3 para 0.
e) (V)
09 B
H+
H+

HC + NH3
ácido
base
NH4+ + C–
ácido
conjugado
base
conjugada
Após analisar a equação, pode-se concluir que:
a) (F) NH4+ atua como ácido conjugado da base NH3.
b) (V) NH3 atua como base
c) (F) HC atua como ácido.
d) (F) C– atua como base conjugada do ácido HC.
e) (F) NH3 atua como base.
10 C
H+
I.
NH3 + H2O
base

NH4+ + OH–

H3O+ + Br –
ácido
H+
II.
HBr + H2O
ácido
base
De acordo com as reações, a água atua como ácido na
reação I e como base na II.
11 D
Após analisar as proposições, conclui-se que:
I. (V)
II. (V)
III. (V)
IV. (F) Conforme a Teoria de Brönted-Lowry, uma substância não precisa ter OH– para ser uma base, mas deve
ser receptora de próton H+.
12 D
H+
H+
CH3COO – + HF
base
ácido

CH3COOH + F –
ácido
base
Após análise da reação, conclui-se que somente CH3COO– e
F– podem ser consideradas bases segundo Brönted-Lowry.
2
1ª Série – Ensino Médio