módulo 01:
Átomos


módulo 02:
Tabela Periódica


módulo 03:
Ligações químicas


módulo 04:
Nomenclatura


módulo 05:
Estruturas da Matéria


módulo 06:
Substâncias do Ambiente


módulo 07:
Reacções Químicas


módulo 08:
Reacções em Equilíbrio


módulo 09:
Reacções ácido-base


módulo 10:
Reacções REDOX


módulo 11:
Reacções orgânicas


módulo 12:
Reacções bioquímicas


módulo 13:
Análise qualitativo


módulo 14:
Análise quantitativo


módulo 15:
A Indústria Química

módulo 16:
Reacções no Ambiente

Respostas de algumas tarefas

01-03 01-09 01-17 02-06 02-12 02-13 02-17 02-18 03-05 03-11
03-13 03-15 03-17 04-08 04-09 04-17 04-22 04-23 04-24 04-26
05-03 05-05 05-10 05-20 05-24 05-29 05-30 05-37 05-40 05-50
06-05 06-11 07-02 07-06 07-15 07-22 07-24 07-26 07-33 07-35
07-44 08-07 08-12 08-17 08-24 09-01 09-06 09-07 09-12 09-24
09-33 09-41 09-51 10-02 10-12 10-18 10-30 10-46 11-04 11-08
11-13 11-20 11-21 11-26 11-33 11-35 11-43 12-06 12-10 12-13
12-22 12-24 12-33 12-38 12-40





Exercício 01-03
Átomos com número atómico grande (>92) já não são estáveis. O que pode ser a razão?

Resposta:
Um número atómico alto implica a presença de muitos protões que precisam de ficar juntos dentro de úm só núcleo.
Isto exige relativamente cada vez mais neutrões a fim de ficar o núcleo estável. Um número de neutrões igual a o número de protões absolutamente não chega.
A partir do número 92 para cima, já não é possível.




Exercício 01-09
Os gases nobres têm uma estrutura electrónica semelhante; o Hélio não chega a 8 electrões de valência, mas mesmo assim, é gás nobre.
Explique este problema.


Resposta:
Os gases nobres não reagem por ter uma última camada principal saturado de electrões (normalmente são 8).
O Hélio tem apenas 2 electrões na última camada, mas mesmo assim, esta última camada está bem satisfeita (cheia), uma vez que esta camada é um só orbital s, que contém, pelo máximo, 2 electrões.




Exercício 01-17
Na natureza, o Carbono é constituído por 998,89% carbono, isótop 13C
A massa atómica relativa dos isótopos é: 12,000 do 12C e 13,003 do 13C
Calcule a massa atómica do elemento Carbono.


Resposta:
A massa atómica é a média das massas dos isótopos.
Mas leva em conta, não esqueças-te as percentagens de existência destes isótopos!
Quando (o que é normal) há muito 12C, haverá muito pouco 13C,
e a massa atómica claramente terá um valor mais perto de 12 do que 13.
98,89 % do Carbono é 12C, portanto: 1,11 % é 13C
A contribuição de 12C na massa atómica total é 0,9889 x 12,000 = 11,87
A contribuição de 13C na massa atómica total é 0,011 x 13,003 = 0,14
afinal: A massa atómica média do Carbono será: 11,87 + 0,14 = 12,01




Exercício 02-06
  1. Determine o lugar do número atómico na TP e dá a configuração electrónica.
  2. idem para o número 23
  3. Um elemento encontra-se no grupo V e no terceiro período. Qual o número atómico?

Resposta:
a.
número atómico 18
configuração electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = 2 - 8 - 8 (configuração principal)
com 8 electrões de valência será um gas nobre, portanto, no grupo principal VIII
terminando num subnível p, será um elemento do bloco p
com três camadas principais, este elemento encontra-se no terceiro período

b.
número atómico 23
configuração electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d3 = 2 - 8 - 11 - 2
com 2 electrões na camada mais exterior, será um metal, mas não do grupo principal II,
por que o elemento termina num subnível d
portanto, será um elemento do bloco d
há quatro camadas principais, portanto, o elemento encontra-se no período 4

c.
Grupo principal V termina em: s2 p3 portanto, são 5 electrões na última camada.
o terceiro período implica a existência de três camadas principais
portanto, somente existe uma possibilidade: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 = 2 - 8 - 5




Exercício 02-12
Explique porque é que o Fluor sera o halogéneo mais activo.

Resposta:
Fluor encontra-se no grupo principal VII o mais para cima. Implicando automaticamente que o Fluor tem o valor maior de electronegatividade. Razão é que o átomo de Fluor, em comparação com Cloro e os outros halogéneos o raio mais pequeno (somente 2 camadas principais). Por isso, é possível atrair fortemente carga negativa de fora. É isso que cria um Fluor bastante reactivo.




Exercício 02-13
A seguinte afirmação é verdadeira ou falsa?
"Os gases nobres têm uma energia de ionisação muito baixo"
Explique a sua resposta.


Resposta:
Os gases nobres têm uma estabilidade enorme, portanto, não será fácil mudar a estrutura electrónica dos átomos.
Afastar ou tirar electrões formando iões positivos vai custar muita energia.
A afirmação é falsa. Ao contrário.!




Exercício 02-17
De modo geral o átomo prefere 8 electrões de valência.
A partir deste dado deve dar as fórmulas electrónicas das moléculas seguintes: F2     CO     N2     HS-     OH-
Explique se é de esperar em cada molécula qualquer polaridade.


Resposta:





Exercício 02-18
A molécula diclorometano será polar? explique a sua resposta.

Resposta:

Na figura pode ver que as cargas negativas se encontram a um lado da molécula; portanto, a molécula terá um carácter dipolar. A diferença em electronegatividades do carbone e cloro chega para ter efectividade.





Exercício 03-05
Controle em cada estrutura:
- Se o número total dos electrões de valência está certo e
- se os átomos conseguiram chegar a uma distribuição estável.
        H       /O\            H    /O\
       /         ||            |   //  _
  H - O|         S         H - C - C - O - H
               /  \            |
             |O|  |O|          H


Resposta:
Todos os átomos possuem 4 tracinhos, i.é, 8 electrões de valência, exepto o átomo de H, que fica contente com 2 electrões.
todos os átomos encontram-se numa situação estável.




Exercício 03-11
A molécula de água não tem estrutura linear, mas angular. Esta pequena diferença tem um impacto enorme no nosso mundo.
Descreva o impacto.


Resposta:
Se for a molécula de água uma molécula linear, a água não tivesse nenhuma polaridade e nenhum carácter dipolar.
As moléculas - nestas condições - não sofrem tanta atração como a água real.
Sem aquela atração, a água (com massa molecular bastante pequena) não era um líquido, mas um gás, tal como dióxiode de carbono.
Portanto, não havia rios, mares, chuva ou vida!!




Exercício 03-13
A formação duma ligação química, de modo geral, será exotérmica ou endotérmica?
Explique a sua resposta.


Resposta:
Formando uma ligação química, os electrões que participam apanham mais espaço para existir, para manifestar-se.
Normalmente, isto implica que chegam a uma situação mais estável, ou seja, uma situação com menos energia interna.
Assim, há perda de energia interna: formação de ligações químicas, de modo geral, é um processo exotérmico.




Exercício 03-15
Dá uma substância que contém dois metais e um não-metal, com os dois tipos de ligações: iónico e covalente.

Resposta:
Pode ser, por exemplo, K2Cr2O7
Tem ligações iónicas entre K+ e o dicromato Cr2O72-
Tem ligação covalente entre o cromo e o oxigénio (num ião complexo)




Exercício 03-17
As moléculas dos halogéneos têm pontos de ebulição baixos, mas diferentes.
Consultando o livro de tabelas, explique as diferenças.


Resposta: veja a tabela V: os pontos de ebulição constam na coluna 7 (em Kelvin!)
1
=
elemento 
2
=
símbolo
3
=
número
atômico
4
=
massa
atômico
5
=
electro-
negati-
vidade
6
=
Ponto
de
Fusão
 
7
=
Ponto
de
Ebulição
8
=
Raio
atômico
 (x10-12m)
9
=
Raio
iônico
(x10-12m)
10
=
Raio
vanderWaals
(x10-12m)
Flúor F 9 19,0 4,0 54 85K= -152oC 64 133 135
Clóro Cl 17 35,5 3,2 172 239K= -152oC 99 181 180
Brómio Br 35 79,9 3,0 266 332K= -34oC 114 196 195
Iodo I 53 126,9 2,7 387 458K= 59oC 133 219 215
Astácio At 85   2,2 575 610K= 185oC 140    
O flúor já ferve (torna-se gás) a uma temperatura de -152 graus centígrados. Enquanto o iodo ferve à temperatura de + 185 oC .
São temperaturas relativamente baixas porque as ligações intermoleculares são fracas (não há nenhuma polaridade).
As diferenças devem-se ao facto de cada vez as moléculas terem mais massa (veja coluna 4).
Moléculas mais pesados tornam-se gasosas menos facilmente; aumenta a força vanderWaals.




Exercício 04-08
Uma molécula de ácido sulfúrico tem uma fórmula estrutural.
Elabore uma fórmula estrutural possível.


Resposta:
A fórmula molecular é H2SO4.
Portanto: uma molécula contém 2 átomos de Hidrogénio, 1 átomo de Enxofre e 4 átomos de Oxigénio.
  • Um átomo de hidrogénio contém 1 electrão (de valência)
  • total: 2
  • Um átomo de enxofre contém 6 electrões de valência
  • total: 6
  • Um átomo de oxigénio contém 6 electrões de valência
  • total: 24
  • Uma molécula de ácido sulfúrico contém
  • em total 32 electrões de valência (32 pontinhos) = 16 tracinhos.
Como vamos distribuir estes 16 tracinhos?
  • Evitar a ligação entre dois átomos de oxigénio
  • Os átomos de hidrogénio têm somente uma ligação e ficam na zona exterior
  • O enxofre fica no centro

Controle o número total dos electrões de valência na estrutura electrónica





Exercício 04-09
Explique o carácter ácido do ião amónio, apenas com uma equação da reacção.

resposta:
Em água:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+

O ião amónio dá um ião H+ à água. Cada substância que fornece H+ é um ácido.
Portanto, o ião amónio é um ácido e a solução contém mais H3O+ do que uma solução normal, neutra.




Exercício 04-17
Que tipos de ligações existem na molécula de propeno?
propeno (5K)
Resposta:
C1
tem 4 ligações do tipo σ
    (sobreposição linear do hibride sp3: 3 com orbitais s1 do átomo de H e 1 com o hibride sp3 de C2

C2
tem 3 ligações do tipo σ (sobreposição linear do hibride sp2; 1 com orbital 1s1 do átomo de H, 1 com o hibride sp3 de C1 e 1 com o hibride sp2 de C3)
tem 1 ligação do tipo π (sobreposição paralela do orbital 2pz; com o orbital 2pz do C3)

C3
tem 3 ligações do tipo σ (sobreposição linear do hibride sp2; 2 com orbitais 1s1 dos átomos de H e 1 com o hibride sp2 de C2)
tem 1 ligação do tipo π (sobreposição paralela do orbital 2pz) com o orbital 2pz do C2





Exercício 04-22
Responde as seguintes perguntas sobre as estruturas A, B, C e D:
  1. Dá os nomes oficiais de cada estrutura;
  2. Quantos átomos de Carbono secundários tem cada estrutura?
  3. Existe numa das estruturas um grupo hidróxido secundário?
  4. Será que todas as cadeias principais são simultaneamente as cadeias mais longas?


Resposta:
O cursista deve estar consciente do facto seguinte:
a cadeia principal – de modo geral – é aquela mais longa; só que nem sempre pode-se escolher a cadeia mais longa.
Por exemplo, se uma estrutura contém uma ligação dupla ou qualquer grupo funcional, deve se escolher a cadeia mais longa que inclui esta ligação dupla ou este grupo funcional.
No caso B observamos uma cadeia com 3 átomos de carbono (não é a mais longa) mas tem que ser a cadeia principal, contendo tanto uma ligação dupla como um grupo Nitro.
O nome de B é: 1-buteno (nome principal), depois existem uma ramificação (etilo) e um grupo funcional (nitro).
Portanto, o nome será: 4-nitro, 3-etilo, 1-buteno
Quanto à numeração pode-se considerar um outro nome também legal: 1-nitro,2-etilo, 3-buteno. Explique isto.

As estruturas no papel não mostram a tridimensionalidade e isso pode criar malentendimentos. Um modelo de A mostra claramente que não há nenhuma confusão sobre a ramificação que não é etilo, mas sim metilo. O nome é 3-metilo, pentano.

Um carbono que está ligado a somente um outro carbono é chamado um carbono primário. Assim, a estrutura A contém 2 átomos de carbono secundários. Igual resposta para estrutura B. Explique.

Estrutura C contém 1 só e estrutura D fica sem carbono secundário.

Um grupo hidróxido secundário deve estar ligado a um átomo de carbono secundário. Um tal grupo encontra se na estrutura C.
Estrutura C tem um nome trivial, ácido láctico, mas isto não é o nome oficial. A cadeia principal contém 3 átomos de carbono somente ligações simples: propano.
Automaticamente, o número 1 é aquele com o grupo carboxílico, e o grupo OH está ligado ao C2. O nome oficial deve ser: 2-hidróxi, ácido propanóico. Não existe nenhuma justificação do sufixo óico, infelizmente.

A estrutura D é um diol, contendo dois grupos álcool. A cadeia principal contém somente 2 átomos de C sem ligação dupla ou tripla, portanto,
o nome principal deve ser etano, com dois OH.
Nomes: Etano 1,2-diol
ou:
1,2-dihidroxi, etano.
Cada grupo funcional ou cada ramificação recebe seu número.





Exercício 04-23
Dá o nome oficial de Valina (um dos aminoácidos)
(consultar a tabela com aminoácidos)


Resposta:
A estrutura de Valina:



Reconhecemos uma cadeia principal de 4 carbonos com um grupo carboxilo:
Nome principal: ácido butanóico
+ um grupo amino no sítio 2
+ um grupo metilo no sítio 3

Portanto, o nome oficial é: 2-amino, 3-metilo, ácido butanóico





Exercício 04-24
Imagine as estruturas que seguem:
1) 2) 3)
  1. Dá os nomes de cada estrutura. Caso possível, dá mais que uma possibilidade.
  2. As estruturas b) e c) são isómeros? Sim ou Não, explique.

Resposta:
2-fenilo, 4-metilo-hexano 1-fenilo-propano;
ou

propilo-benzeno
1,4-dimetilo-benzeno
ou

para-dimetil-benzeno
(= p-dimetilbenzeno)
N.B.
Na estrutura a) escolha-se a cadeia principal com maior número de carbonos (=6); Na estrutura a) o benzeno pode–se considerar grupo funcional.

Na estrutura b) o número 1 não pode faltar; também existe 2-fenilo-propano. 3-fenilo-propano é um erro! (porquê?).
Na estrutura b) o benzeno pode ser grupo funcional, mas também a parte principal.

As fórmulas empíricas das três substâncias são diferentes. Não existe isomeria.




Exercício 04-26
Dá o nome à  seguinte estrutura química e controle se os modelos apresentados sejam certos. (sem contar com as cores dos modelos)
 
   
Resposta:
A estrutura contém uma cadeia de cinco átomos de carbono é teria o nome principal de penta....., só que existem ligações duplas que devem estar incluídas na cadeia principal. Portanto, a cadeia principal que contém as duas ligações duplas é constituída por 4 átomos de carbono e tem nome principal de buta..... , com uma ramificação de dois átomos de carbono, com nome de etyl.

Se a cadeia continha apenas uma ligação dupla, o nome seria buteno, mas esta tem dois ligações duplas e isto reflecte-se no nome di-eno.

Deve também ficar bem claro onde se encontram as ligações e a ramificação, ou seja, ligados a que átomo da cadeia principal:

O nome principal deve ser butadieno
As duas ligações estão ligadas aos carbonos 1 e 3:  1,3 butadieno
A ramificação etilo está ligada ao carbono 2 (também pode ser 3, mas em geral prefere-se nomear com números mais baixos): 2 etilo, 1,3 butadieno

Quanto aos modelos, o seguinte (não considerar as cores dos modelos, por favor):
Todos os 5 modelos – em princípio – servem. Os primeiros dois são modelos do tipo “esqueleto”, deixando fora todos os átomos de hidrogénio é as suas ligações.
Outros modelos contêm somente as ligações, sem os próprios átomos de hidrogénio.
Afinal, modelos mais completos contêm todos os átomos de hidrogénio.
Em contrário com estruturas no papel, os modelos são tridimensionais, i.é, não importe se o modelo encontra-se em qualquer posição
(os primeiros dois e os últimos dois são iguais, mas têm na mesa uma orientação diferente).





Exercício 05-03

Imagine uma substância constituída por partículas relativamente pequenas, com grande mobilidade, pouca massa e pouca atracção para outras partículas.
Esta substância será sólida, líquida ou gasosa?
Explique a sua resposta.


Resposta:
Estas partículas vão atrair umas as outras muito má, assim que ficam bem afastadas. Somente com muitos esforços será possível juntar estas partículas e manté-las juntas. Portanto, só será possível a temperatura muito baixa e a pressão muito alto.
Na prática, estas partículas formam uma substância gasosa.




Exercício 05-05
O número de homens em todo o mundo chega a 1 MOL? Explique com um cálculo estimativo.
resposta:
Vamos dizer que o número total de homens na terra seja perto de 8x109
Isto é: 8.000.000.000 = 8 x 109
1 MOL = 600.000.000.000.000.000.000.000 = 6 x 1023
1 MOL é muitíssom maior do que 8 miliard. Na nossa terra não vivem 1 MOL de homens. Felizmente!!!




Exercício 05-10
verdadeira ou falsa? explique!
  1. 12 g de Carbono contêm 1 mol de átomos
Resposta:
O elemento Carbono, segundo as tabelas, tem uma massa atómica de 12
no micronível, isto implica: o núcleo contem 12 nucleões (6 protões + 6 neutrões)
no macronível, isto implica: 1 MOL de átomos de Carbono pesam 12 x 1 gramas
Portanto, a afirmação está certa.




Exercício 05-20
Considerando a cerveja uma mistura de água e álcool, de que tipo é esta mistura?

resposta:
Tanto o álcool como a água são líquidos a temperatura normal. Ambos são polares, portanto, os dois misturam bem, de modo homogéneo.
Temos aqui uma mistura homogéneo do tipo (l) + (l)




Exercício 05-24
Imagene uma garafa de cerveja de 1 litro. A cerveja tem uma percentagem de volume (Vol%) de 6. A densidade de álcool é 0,8.
Quantas moléculas de álcool existem na garafa?


resposta:
Um litro é 1000 ml e 6 Vol% deste litro é 6x10 = 60mlx 10 = 60 ml
Portanto, a garafa contém 60 ml de álcool pura.
a densidade é 0,8 g/ml → 1 ml de álcool = 0,8 gramas de álcool → 60 ml de álcool = 60x0,8 = 48 gramas de álcool.
a garafa contém 48 gr álcool.
a massa molecular do álcool = 2xC + 6xH + 1xO = 24 + 6 + 16 = 46.
Isto é: 46 gramas de álcool = 1 MOL álcool = 6 x 1023 moléculas de álcool.
Olha bem: 48 gramas é um pouco mais do que 46 gramas (um pouco mais do que 1 MOL), precisamente: 48/46 vezes mais.
A garafa de cerveja contém 48/46 x 6 x 1023 moléculas de álcool. = 6,26 x 1023 = 626.000.000.000.000.000.000.000 moleculen. Muitas!!
É aconselhável não consumir se querer ficar com todas as tuas células cerebrais.




Exercício 05-29
Pôr em ordem crescente dos pontos de fusão as seguintes substâncias:

Sal da cozinha, cloreto de potássio, bromo, água e cal viva.
Justifique a sua resposta.


Resposta:
Consideramos as seguintes substâncias:
  • Sal da cozinha
    sabemos que o sal tem uma rede iónica, portanto uma rede forte. Será difícil partir uma tal rede. Muita energie será necessária para chegar a o ponto de fusão. (Fundir quer dizer: a a substância perde a rede)
  • cloreto de potássio
    A mesma podemos dizer sobre o cloreto de Potássio, que também tem uma rede iónica. Será difícil fundir cloreto de Potássio. Sobre a diferença entre os dois, veja em baixo.
  • Bromo
    O Bromo é um elemento não metal, quer dizer, não forma rede metálica. O elemento Bromo é constituído por moléculas Br2. São moléculas neutras, sem polaridade. Há somente forças de atracção do tip VanderWaals, que não são fortes. Portanto, não há muita atracção entre as moléculas de Bromo. Na prática, o Bromo (a temperatura normal) não chega a uma rede, é um líquido. Portanto, já está fundido a temperaturas normais.
  • água
    Todos sabemos da prática diária que a água tem ponto de fusão de 0 graus centígrados.
  • cal viva Cal viva tem fórmula CaO e é constituído por iões Ca2+ e O2-.
    Tudo que está escrito em cima sobre NaCl e KCl também cabe o CaO: é uma substância com rede iónica com ponto de fusao bem alto (a rede iónica é forte, difícil de quebrar).
Portanto: As duas substâncias com moléculas (água e Bromo) terão pontos de fusão mais baixos do que as três substâncias com rede iónica (NaCl, KCl e CaO)
Água é polar, Bromo não é polar, e por isso, água provavelmente ficará com uma rede mais forte (no gelo) do que o Bromo.
As massas moleculares dos dois deferem bastante (água: 18 e Bromo: 160). A base disso, Bromo tem mais forças VanderWaals do que água.
Por razões dipolares, a água vai fundir mais dificilmente, mas
Por razões de massa, o Bromo vai fundir mais dificielmente.
Sem mais conhecimento, é difícil decidir aqui. Nas tabelas(tabela V) podemos ver o ponto de fusão do Bromo = 266K = -7oC, o que é um pouco menos do que o ponto de fusão da água.

Agora vamos olhar para os três sais: NaCl, KCl e CaO
Todos têm pontos altos de fusão por ter redes iónicas. Outros dados podem dar informação extra para decidir sobre as diferenças:
Temos que comparar os iões Na+, Cl-, K+ , Ca2+ e O2-
A rede iónica depende das cargas e das distâncias (raios iónicos). Comparando NaCl en KCl, a diferença entre Na+ e K+ decide: as cargas são iguais, mas o raio iónico de Potássio é maior do que o raio iónico de Sódio (veja tabela V, coluna 9). Portanto, os iões em KCl mantêm uma distância maior do que os iões em NaCl. Por isso, as forças na rede de NaCl são maiores do que as forças em KCl. A rede de NaCl será mais forte, e mais \ difícil para quebrar.
NaCl funde mais dificilmente do que KCl; NaCl tem ponto de fusão mais alto.

Agora o Cal vivo que é constituído por iões com cargas duas vezes mais fortes. Por esta razão, as forças de atracção no Cal são bastantes. Os raiso não deferem tanto do K+ ou Cl-. Sem dúvido podemos afirmar: o Cal vivo é mais difícil de quebrar. CaO tem ponto de fusão mais alto.

Afinal, os pontos de fusão, na ordem crescente: Br2 - H2O - KCl - NaCl - CaO




Exercício 05-30
Pôr em ordem crescente dos pontos de ebulição as seguintes substâncias:
Água, nitrogénio, hexano, 2,3-dimetilbutano, glicerol.


resposta:
Consideramos as seguintes substância:
  • água
  • nitrogénio
  • hexano
  • 2,3-dimetilbutano
  • glicerol
Primeiro temos que investigar a presença de forças polares:
Claro que água e glicerol contêm forças polares e por isso, provavelmente, tenham forças intermoleculares mais fortes do que as substâncias apolares (nitrogénio, hexano e 2,3-dimetilbutano)
comparando água e glicerol, as polaridades dos dois são comparáveis. Podemos supor que moléculas de água, com massa mais pequena do que o glicerol, provavelmente escapam mais dificilmente do que as moléculas de glicerol. Assim, o glicerol terá ponto de ebulição mais alto do que a água.
Comparando as três substâncias apolares, podemos logo dizer: o nitrogénio tem moléculas muito mais leves do que os outros dois. Nitrogénio terá ponto de ebulição mais baixo.
Os outros dois têm massa molecular igual e também ambos são apolar. Só a diferença da estrutura tridimensional pode ter uma influência: Aquela substância mais linear é hexano. O 2,3-dimetilbutano é uma substância ramificada, com moléculas de forma mais redonda, e estas partículas vão escapar mais facilmente. O hexano terá ponto de ebulição mais alto.
afinal, em ordem crescente dos pontos de ebulição, chegamos a: nitrogénio - 2,3-dimetilbutano - hexano - água - glicerol





Exercício 05-37
As seguintes substâncias conduzem? Explique a sua resposta.

Cloreto de cálcio (s); chumbo(l); água(l); gelo(s); sal da cozinha(aq); diamante; óleo.

resposta:
Cada substância precisa de análise da carga e sua mobilidade.
  • cálcio (s)
    é um metal (bem reactivo) com rede metálica, i.é, uma rede com electrões livres. Portanto, há cargas com grande mobilidade pijl (1K) conduz.
  • chumbo(l)
    Também é um metal com rede metálica, portanto: conduz
  • água(l)
    é constituída por moléculas neutras. Cada molécula tem carácter polar, mas não existem cargas livres, portanto: não conduz
  • gelo(s)
    também é constituída por moléculas neutras, tal como na água líquida. Aqui as moléculas não podem mover. Água, seja líquida, seja sólida, não conduz.
  • sal da cozinha(aq)
    aqui o sal da cozinha é dissolvido em água e por isso, os iões de Sódio en Cloreto (cargas!) possuem mobilidade pijl (1K) água salgada conduz.
  • diamante é um sólido no qual cada átomo de Carbono ligou-se a 4 outros átomos de Carbono em ligações covalentes. Não existem electrões livres, nem outras partículas carregadas. Portanto, diamante não conduz.
    Iste em contrário com grafite, uma substância também constituída completamente por átomos de Carbono, mas ficando com electrões livres na rede atómica.
  • óleo é um líquido com moléculas neutras (orgânicas); i.é, não há partículas carregadas. Óleo não conduz.





Exercício 05-40
Será possível realizar uma separação cromatográfica com papel duma mistura (g) + (g)? Justifique a sua resposta.

resposta:
Uma mistura de vários gases só podemos investigar e tratar ou separar dentro dum recipiente fechado (assim os gases nao podem escapar).
Além disso, temos que forçar todas as partículas gasosas passar/mover simultaneamente por um tubo estreito e fechado.
Cromatografia de papel acontece muitas vezes dentro dum espaço fechado, mas nem sempre conta com qualquer evaporação das substâncias a investigar.
O aparelho fica aberto demais para os gases.
Cromatografia de papel funciona a base de líquidos moveis, enquanto os gases devem portados por um gás ineerte.
Portanto, será muito difícil ou impossível separar componentes gasosos por meio de cromatografia em papel.




Exercício 05-50
No corpo humano, esses nutrientes são modificados em produtos.
São reacções exotérmicas ou endotérmicas?
Justifique a sua resposta.

resposta:
Quando o nosso corpo, no metabolismo, está a converter nutrientes durante as reacções químicas, o objectivo principal deste processo é de fornecer o corpo com energia. Se comeres, apanhas energia.
Os nutrientes mais importantes para tal (aqueles com maior energia química) são os açúcares e os óleos e gorduras.
As proteinas de facto não servem para fornecer com energia, mas sim para formar novas substâncias do corpo.
Portanto, substâncias ricas com energia, como açúcares, convertem-se em substâncias com pouca energia (p.ex. dióxido de carbono e água).
Liverta-se muita energia que o corpo aplica para outras coisas.
quando energia liberta-se numa reacção química, falamos de uma reacção exotérmica.





Exercício 06-05
Qual a propriedade principal da molécula de água que causa o estado líquido desta substância, enquanto que tem um peso (massa molecular) tão pequeno?

resposta:
Falamos do carácter polar da molécula, que é um dípolo muito forte. As forças de atracção entre as moléculas de água, por isso, são fortes e as moléculas obtêm a tendência forte de ficar juntas (e a substância fica líquida).
Imagine uma molécula de igual tamanho e de igual peso, p.ex. amoníaco ou gás natural. Aquelas moléculas ficam gases, mas água não.
Um lado da molécula de água (aquele com os átomos H) tem uma carga positiva e o outro lado uma carga negativa (aquel com o átomo O).
No caso de amoníaco também existe uma tal situação, mas as cargas são muita menor. A molécula de gás natural não tem carácter dipolar.
O lado positivo da molécula de água atrai o lado negativo duma outra molécula de água com forças de atracção bastante fortes. Assim ficam juntos. Só tornam-se gasosos quando as moléculas afastam-se.
Sem o carácter polar da água, não havia rios, chuvas, oceanos, portanto, não existiria a nossa terra.




Exercício 06-11
Naquelas experiências mediram o peso duma substância antes e depois de arder. As observações negaram a existência da substância flogiston.
Explique o raciocínio.


resposta:
Imagine que investigamos 5 gramas de madeira. Foi pesado continuamente durante arder. Ao fim, só sobra um pouco de cinza.
A massa da cinza é muito menor do que 5 gramas, portanto, podemos compreender a ideia de que no arder desaparece alguma coisa.
Hoje em dia sabemos que se formam substâncias gasosas (que não podemos observar directamente). Neste caso são dióxido de carbono e vapores de água.
Continuaram a experiência de tal maneira que recolheram todos os produtos, incluindo o dióxido de carbono e os vapores de água e a cinza.
Agora o que surgiu?
O peso dos gases, vapores e a cinza é claramente muito mais do que 5 gramas. Os produtos pesam mais do que a substância original (a madeira). Conclusão: não desaparece nada durante o processo de arder.
Mesmo queriam salvar a teoria do flogiston, imaginando uma substância escapanda com peso negativo, mas os cientistas já não acreditavam.
Mais tarde discobriram que é o Oxigénio que reage, que é reagente. Pesando o Oxigénio necessário + a madeira, torna-se igual ao peso da soma dos produtos.




Exercício 07-02
Dissolver um sal em água, é uma mudança física ou química? Explique.

Resposta:
Um sal é constituído por iões que se encontram numa rede iónica. Ao dissolver um sal em água, a rede decompõe-se, os iões tornam-se livres e hidratados e espalham-se nas moléculas de água. De facto, não há mudança química de qualquer partícula.
O que muda é o estado, de sólido(s) para aquoso (aq).




Exercício 07-06
Uma macromolécula pode reagir com um pequeno ião na proporção molar 1:1. Estime a proporção de massa.

Resposta:
A proporção de massa tem a ver com a massa das moléculas, que diferem enorme neste caso: Bem possível que a macromolécula terá uma massa molar de 100.000 enquanto que o ião fica, por exemplo, com 25.
Imagine que na equação da reacção, cada macromolécula reage com um ião.
Neste caso, a proporção molar é de 1:1, e a proporção de massa é de 100.000:25 ou seja: 4000 : 1.




Exercício 07-15
Qual a massa e o volume (PTN) de dióxido de carbono produzido na combustão completa de 4,01 g de metano?

1 CH4(g) + 2 O2(g) pijlheen (8K) CO2(g) + 2H2O(g)
2 Sublinhar aquelas substâncias sobre as quais há dados ou há perguntas. CH4(g) + 2 O2(g) pijlheen (8K) CO2(g) + 2H2O(g)
Não há dados nem perguntas sobre quantidades de Óxigénio ou água
3 Portanto, 1 mol CH4(g) produz 1 mol CO2(g) (proporção molar é 1:1)
4 16 gramas CH4(g) produzem 44 gramas de CO2(g) (aplicando as massas moleculares)
5 na realidade, não entram 16 g, mas somente 4 gramas na combustão.
O factor a introduzir é 4/16.
4/16 x 16 gramas CH4(g) produzem 4/16 x 44 gramas de CO2(g)

afinal: (PTN quer dizer: a pressão e temperatura normal: 1 atm. e 0oC. Sob condição PTN, 1 mol de gás = 22,4 litros)

1/16 x 44 = 11 gramas de CO2(g) que são produzidos,

i.é igual a 4/16 mol = 4/16 x 22,4 litros CO2(g) = 5,6 l





Exercício 07-22
[Veja exercício 1, Corrêa, 12o ano, parte 2, página 262 (também analise a resolução do autor)]
Dados: 3 mol de Cloro e 150 gramas de Ferro reagem, formando tricloreto de ferro(III).
A pergunta: qual é o reagente limitando, ferro ou cloro?


Resposta:
1 a equação certa: 2Fe(s) + 3Cl2(g) pijlheen (8K) 2FeCl3(s)
2 Sobre Fe e Cl2 há dados e sobre FeCl3 não há uma pergunta, portanto, só os dois reagentes participam no cálculo:
2Fe(s) + 3Cl2(g) 2FeCl3(s)
3 A proporção molar dos reagentes é: 2 : 3 ou melhor dizer:
dois moles de ferro reagem com três moles de cloro
4 O cloro está dado em moles (não é necessário mudar a unidade)
O Ferro vem em gramas, portanto duas moles de Ferro =2 x 55,8 (veja livro de tabelas, tabela V)

111,6 gramas de Ferro reagem com 3 moles de cloro.
5 segundo os dados, temos no início 3 moles de cloro e 150 gramas de Ferro. Ponto 4 mostra que 3 moles de cloro precisam apenas 111,6 gramas de Ferro, portanto:

há Ferro em excesso e o Cloro automaticamente será o reagente limitante.





Exercício 07-24
A condensação do vapor de água, será um processo exotérmico o endotérmico?
Explique.

resposta:
Condensação do vapor de água implica que as partículas da água, que se encontravam no vapor à distância, no referido processo aproximam-se e juntam-se.
Assim formam-se ligações intermoleculares, que no vapor não existem. A formação de ligações, de modo geral, vem com libertação de energia.
Será um processo exotérmico.




Exercício 07-26
A energia de ligação da molécula de nitrogénio é muita elevada. Explique.

Resposta:
A molécula de nitrogénio é constituída por três ligações, ou seja, tem uma ligação tripla entre os dois átomos de N.
Para afastar os dois átomos, numa ligação de decomposição da molécula, será necessário quebrar três ligações e isto custa muita energia. (sinal + ou endotérmico).
O mesmo valor de energia liberta-se no caso de formar N2 a partir de dois átomos livres, formando aquela ligação tripla (sinal negativo ou exotérmico)




Exercício 07-33
Duas possibilidades em termos de mecanismos da reacção, ou passos diferentes na reacção entre moléculas de dióxido de nitrogénio.
No caso I, duas moléculas colidem, iniciando a reacção
No caso II, uma molécula divide-se e um dos produtos colide com uma outra molécula
Compare bem os dois mecanismos, procure bem as diferençais.


caso I





caso II



Resposta:
No caso I colidem duas moléculas de NO2 resultando numa transferência dum átomo de oxigénio e formando NO3 e NO, dos quais NO3 é instável.
Este mecanismo é bimolecular.
No caso II, temos um mecanismo unimolecular. Uma molécula divide-se em duas partes, perdendo um átomo de oxigénio. Este átomo é muito reactivo e ataca logo outra molécula de NO2




Exercício 07-35
Porque é que não é possível manter constante a concentração dos reagentes duma reacção?

Resposta:
Uma vez que são os reagentes que reagem, isto é, participam na reacção, esses reagentes desaparecem para formar produtos. Desaparecer quer dizer: cada vez sobre menos do reagente.
Talvez seja possível manter constante a concentração dos reagentes quando continuamente há fornecimento de novo reagente de fora.




Exercício 07-44

Os três diagramas mostram gráficos: ‘concentração do produto em mol/l’ versus ‘decurso da reacção em segundos’.
Os dois gráficos diferem em temperatura só, de tal maneira que a linha sem interrupções mostra a situação à temperatura mais baixa.
Escolhe o diagrama certo e justifique a sua escolha.


Resposta:
A linha da reacção à temperatura mais baixa fica em A mais alta, ou seja, a temperatura mais baixa há mais produção. Isto não é provável: a quantidade final só depende da quantidade inicial do reagente. A temperatura apenas influencia a velocidade da formação do produto.
Portanto, nem A nem B mostra os gráficos certos.
Diagrama C mostra o gráfico à temperatura mais alta (linhas alternadas) com a seguinte característica: custa menos tempo para chegar à mesma quantidade de produto. Exactamente isto acontece à temperaturas mais altas.
A resposta certa é: C




Exercício 08-07
Uns equilíbrios no corpo humano, neste caso no sangue, são:
  1. HHb + O2 HbO2 +H+
  2. CO2 + H2O H2CO3
  3. H2CO3 H++ HCO3-
HHb está por Hemoglobina que, de certa maneira, pode ceder iões hidrogénio.
Que problemas podem enfrentar as pessoas com um pH baixo no sangue?


Resposta:
Imaginemos que alguém tenha pH baixo no sangue, ou seja, existe um ambiente mais ácido do que normal. Implica isto que há mais iões H+ do que normal.
Os equilíbrios (1) e (3) sofrem directamente um certo deslocamento para o lado esquerdo (segundo as regras de Chatellier e Van’t Hoff). No caso de (3), há formação extra de H2CO3 que causa uma outra deslocação do equilíbrio (2), também para esquerda.
As consequências são:
  1. A hemoglobina vai apanhar menos oxigénio
  2. O sangue vai transportar menos dióxido de carbono
O seja, o sangue terá problemas de transporte de O2 e de CO2.
Falta de oxigénio causa grande fatigues na pessoa doente. Se for grave o problema, a pessoa mesmo pode morrer.




Exercício 08-12
É verdadeira ou falsa a afirmação? Justifique.
"Uma enzima que influencia as reacties em evenwicht, pode mudar o valor do K"

Resposta:
Uma enzima é considerada ‘bio-catalisador’.
Uma vez que um catalisador não influencia o valor de K, nem faz isto uma enzima.
A afirmação é falsa.




Exercício 08-17
Quais os valores de K:
  1. no caso de ter produtos muito fortes e reagentes muito fracos
  2. no caso de ter produtos muito fracos e reagentes muito fortes
Resposta:

produtos fortes implicam que os produtos têm grande tendência para reagir, formando os reagentes (fracos). Numa tal situação, depois de atingir o equilíbrio, a concentração dos produtos será baixa e a dos reagentes será grande.
Na fórmula de K, o quociente terá um valor bastante pequeno.
Na situação contrária: K terá um valor grande, quando os reagentes são fortes.

Podemos dizer, em outras palavras, que um equilíbrio com muitos produtos tem K grande e um equilíbrio com poucos produtos tem K pequeno.




Exercício 08-24
Afirmação: "Água pura e neutra fervente (com temperatura de 100 oC) não tem pH=7"
Explique porque é que esta afirmação seja verdadeira ou falsa.

O equilíbrio aquoso também tem um efeito termodinâmico de tal modo que a dissociação custa energia e o contrário liberta energia.
Aquecimento favorece a reactie endotérmica, ou seja, a dissociação.
Portanto, a temperaturas mais altas haverá mais iões hidrogénio e hidróxido. Mais H+ implica outro valor de pH.




Exercício 09-01
A neutralização do ácido clorídrico diluído com uma solução de hidróxido de Sódio pode ser apresentado por: H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)         V/F
Explique!


Resposta:
Qualquer ácido cede iões H+, o ácido clorídrico muito facilmente. O hidróxido de sódio em água encontra-se numa fase ionisada, i.é, dissociada nos iões Na+ e OH-. Os Iões Na+ e Cl- ficam assim sem nenhuma mudança; NaCl é um sal solúvel. Portanto, a única mudança química, a unica reacção que decorre é aquela na qual H+(aq) reage com OH-(aq) formando moléculas de água.




Exercício 09-06
Escolhe a resposta certa e explique a sua escolha:
    Uma solução de 25oC com pH = 7
  1. Contem só sais
  2. Contem quantidades iguais de H+ e OH-
  3. Não contem H+ nem OH-
  4. Não contem um ácido nem uma base

Resposta:
Sais podem são constituídos por iões, e estes iões possam ter carácter ácido ou básico. Qualquer solução aquosa contém iões H+ e OH-
Portanto, uma solução neutra com temperatura 25º centígrados contém quantidades iguais de H+ e OH-




Exercício 09-07
Das seguintes substâncias, diga se é ácido ou não, ou seja, se a partícula pode ceder protões.
Tente ligar a sua resposta com o carácter polar das ligações dentro da molécula:


CH4
H2
NH3
H2O
HCOOH
HCl
HCN
    H
    | 
H - C - H
    |
    H
   H
  /
 S
  \
   H
H   H
 \ /
  N
  | 
  H
H
 \
  O
  | 
  H
      OH
     /
H - C = 0 
H - Cl  H - C ≡ N

Resposta:
 CH4: molécula muito simétrica (tetraedrica) sem polaridade nas ligações. Não há pares livres de electrões.
Não existe nenhuma tendência de captar ou ceder.

H2S: pouca diferênça nas electronegatividades, existem dois pares de electrões, livres. Existe uma tendência fraca para ceder H+ ; é ácido bem fraco. A relação entre acidez e lugar na tabela periódica surge numa outra unidade.
NH3: Mais diferênça na electronegatividade, um par livre de electrões. Na molécula domina a tendência de captar um protão. É base fraca.
H2O:Distribuição electrónica igual àquela de H2S, mas água tem uma grande diferênça nas electronegatividades e dois pares livres de electrões. A molécula de água pode ceder como também captar (é amfotérica), mas muito fraco tanto como ácido e como base.
HCOOH: a ligação O–H no grupo carboxílico tem uma polaridade bastante; o O tem dois pares livres de electrões, o H pode ser cedido mais ou menos facilmente. É um ácido (um dos mais fortes na química orgânica).
HCl: ácido muito forte. A ligação entre H e Cl é muito polar e pronto para ceder o H+        
HCN: pouca polaridade entre H e C, mas a presença do N causa uma pequena tendência para ceder protão. É um ácido fraco.




Exercício 09-12
Qual é a lógica que diz: ácidos catiónicos - de modo geral - são soluções com iões multipositivos metálicos

Resposta:
Iões multipositivos possuem uma carga bastante (positiva). Em volta destes iões encontram-se moléculas de água com átomos Hδ+. Quanto mais positivo a carga central, tanto mais será a força de repulso com esta partícula Hδ+. Ligado a este fenómeno haverá a possibilidade de cedência de iões H+.




Exercício 09-24
  • HA + H 2 H3O+ + A-
  • A- + H2O HA + OH-
Nas duas equações em cima podem ser distinguidos vários pares conjugados. Quais são?

Resposta:
Os pares conjugados são:
  • HA e A-
  • H2O  e  H3O+
  • H2O e OH-





Exercício 09-33
Uma solução aquosa dá cores diferentes a vários indicadores:
Tornassol (litmus) apanha uma cor azul, azul de bromotimol apanha também azul e fenolftaleina fica incolor.
Dentro de quais limites encontra-se o valor do pH desta solução?
Explique a sua resposta.


resposta:
indicador cor ácida cor básica
tornesol vermelho até pH 5,5 azul desde pH 8,0
azul de bromotimol vermelho até pH 1,2 amarelo desde pH 2,8 tot 6,0
en blauw vanaf 7,6
Fenolftaleíne incolor até pH 8,2 violeta desde pH 10


  • Tornesol torna-se azul; portanto, o pH deve ser maior de 8,0
  • Azul de bromotimol torna-se azul; portanto, o pH deve ser maior de 7,6
  • Fenolftaleina torna-se incolor, portanto, o pH deve ser menor que 8,2
Conclusão: o pH desta solução fica dentro de 8,0 e 8,2




Exercício 09-41
Nos compostos com Hidrogénio, o grupo 4 não participa na formação de ácidos ou bases.
Explique


resposta:
Os elementos em CH4 e SiH4 são C e Si e H.
As diferenças das electronegatividades ficam muito baixas nestas moléculas.




Exercício 09-51
[Veja também Corrêa 12o ano parte 2, página 397]
Numa titulação de 10 ml duma solução de xM HNO3 precisaram 19,87 ml 0,0978M NaOH.
A molaridade da solução de HNO3 é perto de 0,2M, mas não se conhece bem. Calcule a molaridade exacta.


Resposta:
No livro de Corrêa encontra-se uma resolução que aplica uma fórmula matemática n=cV.
O autor deste método tenta evitar estes tipos de resolver problemas por preenchimento de fórmulas matemáticas. Prefere métodos mais compreensíveis e visualizados.
Veja bem e analise a resolução diferente:



Uma titulação baseia-se numa reacção química que se realize realmente no balão.
Abrir a torneira causa a adição de KOH(aq) à solução de HNO3.
Durante este processo, os dois reagentes reagem imediatamente, formando os produtos KNO3(aq) + água.





Portanto:
  1. Equação da reacção: KOH(aq) + HNO3(aq) → KNO3(aq) + H2O(l)
  2. A proporção molar dos reagentes é 1 : 1 (1 mol KOH reage com 1 mol  HNO3)
  3. Queremos calcular o número de moles de HNO3
  4. Juntámos da bureta 0,0978M NaOH. Quer dizer: 0,0978 mol NaOH por litro = 0,0978 mmol por ml.
Ou seja:
juntando um ml da solução de KOH, juntamos 0,0978 milimoles KOH.
Na realidade juntámos 19,87 ml, contendo 19,87 x 0.0978 mmoles KOH = 1,9433 mmoles de KOH →
Reagiram na titulação 1,9433 mmol KOH com 1,9433 mmol HNO3 (proporção molar 1:1)
Estes 1,9433 mmol HNO3 encontraram-se nos 10 ml da solução HNO3(aq)
→ a concentração do ácido nítrico é 1,9433 mmol/10ml
= 1,9433 x 10-3 mol/10 ml
= 1,9433 x 10-3 x 100 mol/l
= 0,1943 mol/l
Conclusão: o titulante tem uma molaridade de 0,1943M




Exercício 10-02
Quantos electrões existem nas seguintes partículas:

Ba2+ SO42- 6C6H12O6 U

Resposta:
O átomo neutro de Ba tem 56 electrões (nas camadas) e o ião perdeu dois electrões, portanto, Ba2+ contém 56 – 2 = 54 electrões.
O ião sulfato contém um átomo de S e 4 de O: número total de electrões, contando com a carga total de 2-, é: 16 + 4x8 + 2 = 50 electrões
6 moléculas de glicose: 36 átomos de C + 72 átomos de H + 36 átomos de O = 36x6 + 72x1 + 36x8 = 576 electrões
1 átomo de uránio contém 92 electrões.




Exercício 10-12
Oxidantes e redutores podem surgir de forma átomo, molécula ou ião (complexo).
Escolhe da tabela em cima, ou na tabela no LdT, um exemplo de cada (i.é, três oxidantes diferentes e três redutores diferentes) e escreva as semi-equações.


Resposta:
  1. PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e- PbSO4 + 2H2O [aqui reage uma molécula (oxidante)]
  2. Cr2O72- + 14H + + 6e- 2Cr3+ + 7H2O [aqui reage um ião complexo (oxidante)]
  3. S + 2H+ + 2e- H2S [aqui reage o átomo de S (oxidante)]
  4. S + 2e- S2- [aqui reage o ião simples (redutor)]
  5. Zn2+ + 2e- Zn [aqui reage o átomo (redutor)]





Exercício 10-18
O enferrujamento de ferro será uma reacção directa, sim ou não? Explique.

Resposta:
O Ferro reage directamente e em contacto directo com Oxigénio.




Exercício 10-30
  1. Explique porquê metais e grafite conduzem electricidade.
  2. Explique porquê eléctrodos de cobre ou ferro reagem como redutores.
  3. Dá um exemplo duma substância fundida que pode conduzir corrente eléctrica
  4. Explique se água destilada conduz sim ou não a corrente eléctrica.

Resposta:
  1. Metais são constituídos por redes metálicas, contendo electrões livres que podem mover através da substância. Isto cria a condutibilidade eléctrica.
    Grafite é uma substância especial, forma de carbono no qual cada átomo de carbono tem 3 ligações covalentes e um electrão ‘supérfluo’. Este electrão, um por cada átomo C, é livre, pode mover livremente na rede de grafite, comparável com os electrões na rede metálica.
    Cargas livres sempre criam a condutibilidade eléctrica.
  2. Eléctrodos metálicos contêm átomos dos metais que todos têm poucos electrões de valência na última camada. Querem ceder para chegar a estrutura electrónica estável. Partículas que cedem electrões são redutores, de acordo com a definição.
  3. Sal da cozinha, NaCl, funde a temperaturas em cima de 800ºC. No sal fundido existem iões livres que podem mover livremente, i.é, conduz.
  4. Água destilada quase não contém iões; portanto, quase não conduz.
    A concentração dos iões H+ e OH- é 2x10-7mol/l o que causa uma condutibilidade muito pequena.






Exercício 10-46
Identifica os agentes oxidantes e redutores nas seguintes reacções (investigar através dos números de oxidação):
  1. SO2 + Br2 + 2H2O 2HBr + H2SO4
  2. Mg + H2SO4 MgSO4 + H2
  3. Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
  4. 3I2 + 6KOH KIO3 + 5KI + 3H2O

Resposta:
  1. S mudou de +4 para +6 cedeu 2 electrões por átomo é redutor Br mudou de 0 para -1 captou 1 electrão por átomo é oxidante
  2. Mg mudou de 0 para +2 cedeu 2 electrões por átomo é redutor H+ captou 1 electrão por átomo é oxidante
  3. Cu mudou de 0 para +2 perdeu 2 electões por átomo é redutor S mudou de +6 para +4 captou 2 electrões é oxidante
  4. I mudou de 0 para +1 (em KIO) perdeu 1 electrão é redutor I mudou também de 0 para -1 captou 1 electrão I é também oxidante





Exercício 11-04
O que quer dizer: termo-cataliticamente?

Resposta:
  • Temperatura elevada,
  • A presença dum catalisador.
É uma simples combinação de duas condições da reacção:
O catalisador ajuda a divisão das moléculas grandes e a temperatura logo tenta evaporar – e assim separar – os produtos de moléculas reduzidas.




Exercício 11-08
Na referida reacção com água de bromo, o que podemos observar?

Resposta:
  • água de bromo tem um ambiente polar e aquoso; a cor é amarela-castanha
  • eteno é um gás apolar. Quando o gás eteno entra na solução aquosa de Bromo, logo vai se realizar uma reacção de adição: o bromo liga-se ao ligação dupla do eteno. Durante a introdução do eteno, o bromo vai desaparecendo, ou seja, a sua cor amarela-castanha também desaparece pouco a pouco até chegar a uma solução incolor.





Exercício 11-13
Propanol pode servir para produzir propeno, numa reacção de ‘eliminação’.
  1. Dá – em estruturas – esta reacção.
  2. Que tipo de substâncias podem ajudar neste processo?

Resposta:
O propanol deve perder um grupo OH de um átomo qualquer de Carbono mais um átomo de H do átomo carbono vizinho. Assim forma-se uma molécula de água e uma ligação extra entre os dois átomos C propeno.

Em estruturas:





Exercício 11-20
  1. Escreva, em estruturas químicas, a reacção de substituição de cloro ao tolueno.
  2. Anote também as condições da reacção.
  3. Consulte os livros de química para tal.

Resposta:





Exercício 11-21

O produto tem o nome oficial "trinitrato de glicerol". No quotidiano conhecemos esta substância sob o nome de "nitroglicerina".
  1. Dá a equação da reacção em fórmulas moleculares.
  2. Explique o facto de que este nome"nitroglicerina" não é certo, segundo as regras IUPAC.
Resposta:
  1. C3H5(OH)3 + 3HNO3 C3H5(NO3)3
  2. O grupo ‘nitro’ sempre está ligado directamente a uma cadeia C e não via um átomo O. De facto temos aqui um tri-éster de glicerol e ácido nítrico e o produto contém 3 grupos nitrato (=NO3-).





Exercício 11-26
Calcule o número de oxidação dos átomos de carbono nas seguintes substâncias:

etano etanol etanal etoxietano etiletanoato metano
RESPOSTAS
ambos
os átomos C
são -3
um C é -3
e outro C é -1
um C é -3
e outro é +1
dois C's são -3
e outros dois são -1
dois C's são -3,
um é-1
e um é +3
o C é -4





Exercício 11-33
Afirmações:
  1. O ácido metanóico pode ser oxidado facilmente
  2. O ácido etanóico pode ser oxidado facilmente
São verdadeiras estas afirmações, sim ou não? Explique.


Resposta:
Veja resposta da pergunta 31: ácido metanóico = ácido fórmico tem um átomo C que fica ainda com um átomo H, ou seja, ainda tem a possibilidade de mais um passo de oxidação.
Os produtos neste caso serão: dióxido de carbono e água.
O ácido etanóico já não tem um C polar com H e já não pode ser oxidado facilemente.

Afirmação i) é verdadeira e afirmação ii) é falsa.




Exercício 11-35
Carbeto de cálcio (Ca2C2) é uma substância branca e sólida com cheiro específico, muito instável, reage espontaneamente com água. Os produtos desta reacção: um gás com cheiro picante e uma solução básica. Quando o gás passa uma solução aquosa de Bromo, a cor amarela desaparece.
Explique o que acontece durante a formação do gás, usando fórmulas estruturais. Será que isto é uma reacção redox?


Resposta



Vê-se transferência de H+, o que indica uma reacção ácido-base.
Não há mudança de qualquer número de oxidação, portanto, não é reacção redox




Exercício 11-43
Um aminoácido muito simples é alaninia (2-amino-ácido propanóico).
Dá a estrutura e explique onde e como se realizam as reacções amfolíticas.


Resposta:
No caso de transferência externa (com outros ácidos ou bases):

No caso de transferência interna (sem outros ácidos ou bases):





Exercício 12-06
Procure a estrutura de Lisina e explique o pH duma solução de Lisina.

Resposta:
A estrutura:
Uma solução de lisina terá um pH de mais ou menos 9,5 o que é básico.
Este valor básico deve-se à presença de dois grupos amino. Portanto, lisina contém um grupo ácido e dois grupos básicos.
Domina o carácter básico pH > 7




Exercício 12-10
Com estruturas, mostre as quatro formas que Alanina pode obter (sem e com cargas).

Resposta:





Exercício 12-13
Imagine uma proteína com 1000 unidades do aminoácido Valina (veja livro de tabelas).
Calcule a massa molecular.


Resposta:

Massa molecular = 5xC + 2xO + 1xN + 11xH = 117
1000 x 117 = 117.000 (valina completa)
1000 x 18 – 18.000 (água que se formou)
Massa molecular daquela proteina: 117.000 – 18.000 = 99.000




Exercício 12-22
Verdadeiro ou falso?
Para detectar glicose na urina, um método mais específico do que aquele com reagente de Fehling, é o método enzimático com glicose- oxidase.


Resposta:
É verdade. Enzimas, neste caso uma oxidase, são muitíssimo específico. Aqui aplica-se a enzima "glicose-oxidase".




Exercício 12-24
Imagine uma situação na qual um certo homem (por exemplo por mutação) apanhou a possibilidade de realizar o fotossíntese algures no seu corpo.
Quais as consequências?


Resposta:
O homem terá uma cor verde (na pele?) e o puder - sob influência do sol - de apanhar dióxido de carbono do ar + água. Formam-se no seu corpo glicose e oxigénio. Assim, este homem não precisará de açúcares ou amido. Ele próprio pode sintetizar estas substâncias essenciais.




Exercício 12-33
Num diagrama de energia, mostre o que é ‘energia de activação’ duma reacção química

Resposta:





Exercício 12-38
No sistema digestivo do homem há várias enzimas que se responsabilizam para a digestão. Todas têm o seu pH óptimo:
sítio enzimas pH-óptimo
Na saliva amilase e maltase 6,6
No estômago peptase, rennase 1,5 - 4
No pâncreas amilase, maltase, lipasse, tryptase, polipeptidase 6,6 - 9
Nos intestinos maltase, sacarase, lactase, ereptase 6,6 – 8,5
  1. Explique as variações nos valores de pH nos quatro lugares
  2. Por quê  sacarase e lactase só aparecem na última parte do sistema de digestão.

Resposta:
  1. No estômago existe ácido bastante forte. Na boca não aguentamos um tal pH. No pâncreas e nos intestinos o valor de pH pode variar um pouco, dependente dos alimentos digestidos.
  2. Sacarose e lactose vêm – de modo geral – do amido. Este amido (polisacarídeo) precisa de tempo para dissimilar até disacarídeos. Assim, a hidrólise dos disacarídeos não pode começar tão cedo na digestão.





Exercício 12-40
Explique como chegar a esta expressão a partir do pressuposto 1.

Resposta:
Pressuposta 1:
um estado estationário (steady state) no qual a concentração do intermediário ES não muda; a formação do complexo ES acontece com a mesma velocidade do que a degradação do mesmo,
quer dizer:
A velocidade para direito é:



A velocidade inversa é:



No caso de equilíbrio as duas velocidades são iguais, de acordo com a pressuposta

Assim chegamos à seguinte equação:

=

Reescrevendo a equação matematicamente:



Reescrevendo de novo:






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