NJogoPartículas-FQ11 Dossier Prof

Novo

Jogo de Partículas 25

Mn Manganês 43

CADERNO DE APOIO AO PROFESSOR 44

Tc

Ru

Tecnécio

Ruténio

75

45

46

Rh

Pd

Ródio

Paládio

76

77

78

Re

Os

Ir

Pt

Rénio

Ósmio

Irídio

Platina

107

108

109

110

111

112

Bh

Hs

Mt Mt

Ds

Rg

Cn

Bóhrio

Hássio

Meitnério

Darmstácio

Roentgénio

Copernício

113

Uut Ununtrio

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1º ANO

       

                   

8 33 56 81 122 167 177

Índice 1. Apresentação do projeto

................................. ................ .................................. .................................. .................................. ............................. ............2

1.1 Introdução ................. .................................. .................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ..................... .... 2 1.2 Estrutura do projeto ................. .................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ..................... .... 3 1.2.1 Manual e Caderno de Atividades Laboratoriais ............... ................................ ................................. .......................... .......... 3 1.2.2 Caderno de Exercícios e Problemas ................. .................................. .................................. ................................. .......................... ..........5 1.2.3 Preparar o Exame ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. ..................... .... 5 1.2.4 Caderno de Apoio ao Professor ................. ................................. ................................. .................................. ................................ ............... 5 1.2.5 20 Aula Digital ............... ................................ .................................. .................................. ................................. ................................. ........................... .......... 6 1.2.6 Simulador de Exames ................ ................................. .................................. .................................. .................................. ................................ ...............6 1.3 Avaliação em Química ................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. ................... 7

2. Planificação ............... ................................ .................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ........................ ....... 8 Planificação a médio prazo ................ ................................ ................................. .................................. .................................. .................................. ................... 8 Planificação aula a aula ................ ................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ........................ ....... 9 Planos de aula ............... ................................ .................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ..................... .... 33

3. Guia de exploração de recursos multimédia ................ ................................ ................................. ..................... .... 56 4. Fichas formativas

81 Ficha de revisão – 10. ano ................ ................................ ................................. .................................. .................................. ................................ ............... 81 Ficha formativa 1 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. ................................ ............... 86 Ficha formativa 2 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. ................................ ............... 90 Ficha formativa 3 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. ................................ ............... 93 Ficha formativa 4 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. ................................ ............... 98 Ficha formativa 5 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. .............................. ............. 104 Ficha formativa 6 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. .............................. ............. 108 Ficha formativa 7 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. .............................. ............. 113 Ficha formativa 8 ............... ................................ .................................. ................................. ................................. .................................. .............................. ............. 117 .................................. ................. .................................. .................................. ................................. ................................. ........................ .......

o

5. Testes

122 Teste de diagnóstico ............... ................................ .................................. .................................. .................................. ................................. ........................ ........ 122 Teste 1 ................ ................................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. .............................. ............. 128 Teste 2 ....................................................................................................................... 133 Teste 3 ................ ................................. .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. .............................. ............. 136 o Teste global 1 (11. ano) ................. .................................. .................................. ................................. ................................. ................................. ................ 143 o Teste global 2 (11. ano) ................. .................................. .................................. ................................. ................................. ................................. ................ 148 o o Teste global 3 (10. e 11. anos) ............... ................................ .................................. .................................. ................................. ..................... ..... 154 ................................. ................ .................................. ................................. ................................. .................................. .................................. .............................. .............

6. Apoio às atividades laboratoriais

................................ ............... .................................. .................................. ........................ .......

167

7. Soluções ................. ................................. ................................. .................................. .................................. .................................. ................................. ........................ ........ 177 Fichas ................ ................................. .................................. .................................. .................................. ................................. ................................. ................................. ................177 Testes ............... ................................ .................................. .................................. ................................. ................................. .................................. ................................. ................ 197

Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

1

1 Apresentação do projeto 1.1 Introdução Caros Colegas, Na elaboração do projeto Novo Jogo de Partículas do 11.o ano atendeu-se às finalidades e objetivos definidos no Programa de Física e Química A, que são os seguintes:  Proporcionar

aos alunos uma base sólida de capacidades e de conhecimentos da física e da química, e dos valores da ciência, que lhes permitam distinguir alegações científicas de não científicas, especular e envolver-se em comunicações de e sobre ciência, questionar e investigar, extraindo conclusões e tomando decisões, em bases científicas, procurando sempre um maior bem-estar social.

 Promover

o reconhecimento da importância da física e da química na compreensão do mundo natural e na descrição, explicação e previsão dos seus múltiplos fenómenos, assim como no desenvolvimento tecnológico tecnológico e na qualidade de vida dos cidadãos em sociedade.

 Contribuir

para o aumento do conhecimento científico necessário ao prosseguimento de estudos e para uma escolha fundamentada da área desses estudos.

De modo a atingir estas finalidades, definem-se como objetivos gerais da disciplina:  Consolidar,

aprofundar e ampliar conhecimentos através da compreensão de conceitos, leis e teorias que descrevem, explicam e preveem fenómenos assim como fundamentam aplicações.

 Desenvolver

hábitos e capacidades inerentes ao trabalho científico: observação, pesquisa de informação, experimentação, abstração, generalização, previsão, espírito crítico, resolução de problemas e comunicação de ideias e resultados nas formas escrita e oral.

 Desenvolver

as capacidades de reconhecer, interpretar e produzir representações variadas da informação científica e do resultado das aprendizagens: relatórios, esquemas e diagramas, gráficos, tabelas, equações, modelos e simulações computacionais.

 Destacar

o modo como o conhecimento científico é construído, validado e transmitido pela comunidade científica.

Neste Caderno de Apoio ao Professor apresenta-se um conjunto de materiais didáticos que os professores poderão selecionar e adaptar consoante as características das turmas que lecionam.

Bom trabalho. As autoras

2


1.2 Estrutura do projeto O projeto Novo Novo Jogo Jogo de Partículas Partículas, 11.º ano, inclui, para o aluno:  Manual

(com desdobrável) + Caderno de Atividades Laboratoriais;

 Caderno

de Exercícios e Problemas + Preparar o Exame;

 Simulador de Testes;  Aula

Digital Aluno.

Exclusivamente para o Professor, apresenta:  Manual

do Professor (com capa especial para acoplar o Caderno de Atividades Laboratoriais);

 Caderno  Aula

de Apoio ao Professor;

Digital Professor.

1.2.1 Manual e Caderno de Atividades Laboratoriais Laboratoriais Na elaboração do Manual houve a preocupação de cumprir escrupulosamente o que é definido nas Metas Curriculares de Física e Química A, componente de Química, para o 11. o ano. O Manual está organizado em dois volumes: o Manual propriamente dito e o Caderno de Atividades Laboratoriais. Foram ambos avaliados e certificados pela Faculdade de Ciências da Universidade de Lisboa, estando de acordo com o novo Programa de Física e Química A (componente de Química), homologado em janeiro de 2014. O Manual do Professor possui uma capa especial que permite acoplar o segundo volume, o Caderno de Atividades Laboratoriais, para que o professor tenha sempre os seus materiais à mão. No início do Manual encontram-se as Metas Curriculares Curriculares e a identificação das páginas em que são tratadas. Entendemos que era útil disponibilizar esta informação não apenas ao Professor mas também ao aluno, para que melhor possa saber o que é esperado de si e fazer a sua autoavaliação. No Manual os conteúdos estão organizados em unidades e subunidades, que correspondem aos domínios e subdomínios do Programa/Metas Curriculares. Cada subdomínio, por sua vez, está dividido em várias secções/tópicos, podendo cada um deles, em geral, ser tratado numa aula (dois tempos letivos). Ao longo da exploração de cada subdomínio estão destacados os conteúdos essenciais, acompanhados de diagramas, fotografias e esquemas que apoiam a apresentação do professor na aula e o aluno no seu estudo autónomo. A explicação é objetiva e apresentam-se numerosas questões resolvidas, essenciais para que o aluno compreenda como se resolvem os exercícios e desenvolva a sua autoconfiança. Na rubrica Atividades encontram-se propostas de exercícios e problemas destinados à consolidação e verificação das aprendizagens. Muitas das atividades propostas são retiradas, adaptadas ou simplesmente inspiradas em provas de avaliação externa. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

3

As soluções das Atividades são apresentadas:  para

o professor, na margem da página respetiva;

 para

o aluno, no final do Manual.

Pontualmente encontra-se no manual a rubrica Saber Mais, que constitui um complemento aos conteúdos programáticos. No final de cada subdomínio é feita uma síntese/globalização final, através de:  Conceitos  Mapa

fundamentais (síntese);

de conceitos (fluxograma, numa perspetiva de inter-relação entre os conceitos tratados).

No final de cada domínio encontra-se um Teste global dos conteúdos desse domínio e, no final do manual, um Teste final que abrange todos os conteúdos estudados no 11. o ano. No Manual do Professor encontram-se ainda remissões para os recursos disponíveis em e a identificação das Metas Curriculares trabalhadas em cada secção/tópico. O Caderno de Atividades Laboratoriais contempla, para cada atividade laboratorial definida no Programa:  planificação  execução  análise

do procedimento experimental;

da atividade experimental;

crítica sobre a metodologia seguida e os resultados obtidos.

O Caderno de Atividades Laboratoriais inicia-se com:  regras

de segurança no laboratório;

 símbolos  material  secção

de identificação de perigo presentes em rótulos; de uso corrente em laboratório;

Medição em Química.

A secção Medição em Química reveste-se de particular importância, na medida em que os alunos devem:  identificar,  ter

na realização das atividades, possíveis erros aleatórios e sistemáticos;

em atenção o alcance e a sensibilidade dos instrumentos de medida;

 apresentar

as medidas com um número correto de algarismos significativos.

Dada a natureza experimental da química, as atividades de caráter prático e laboratorial devem ser desenvolvidas em tempos de maior duração e com a turma desdobrada em turnos. Por isso se propõe que cada aula de índole laboratorial tenha a duração de três tempos letivos, e seja enquadrada com os respetivos conteúdos e referenciais teóricos. No Caderno de Atividades Laboratoriais cada atividade contém, em geral:  uma o

4

pequena introdução teórica;

protocolo da atividade experimental a desenvolver; Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

 registo

de resultados;

 tratamento  questões

de resultados;

teórico-práticas.

As respostas às questões teórico-práticas são disponibilizadas em exclusivo ao Professor, neste Caderno de Apoio ao Professor (pág. 167).

1.2.2 Caderno de Exercícios e Problemas O Caderno de Exercícios e Problemas inclui resumos, questões resolvidas e um conjunto adicional de exercícios para os alunos aplicarem os conhecimentos aprendidos nas aulas teóricas. Também aqui se incluem algumas questões de exame nacional e testes intermédios. Todos os exercícios têm respostas detalhadas no final do Caderno.

1.2.3 Preparar o Exame A obra Preparar o Exame inclui cinco provas que permitirão aos alunos testar os seus conhecimentos acerca dos conteúdos de Química de 10. o e 11.o anos de escolaridade. Tal como o Exame Nacional, estas provas apresentam itens de diferentes tipologias e foram pensadas para uma duração específica (60 ou 120 min), identificada em cada prova. No final apresentam-se critérios específicos de classificação de cada prova. A análise atenta destes critérios permitirá aos alunos compreender o tipo de resolução pretendida e os aspetos relevantes nas respostas, o que se poderá revelar bastante útil na sua preparação para o Exame Nacional. Na edição do aluno, para evitar o seu extravio, a obra Preparar o Exame será integrada no Caderno de Exercícios e Problemas.

1.2.4 Caderno de Apoio ao Professor O Caderno de Apoio ao Professor inclui:  Planificação

a médio prazo e aula a aula Apresentam-se planificações para as 47 aulas previstas na lecionação da Química. Em cada planificação propõem-se exercícios do Manual, que poderão ser resolvidos na aula e que têm o objetivo de consolidar e avaliar os conteúdos que acabaram de ser estudados. Propõem-se, como trabalho que deverá ser feito em casa, outros exercícios do Manual e ainda propostas do Caderno de Exercícios e Problemas. Incluem-se ainda planos de aula detalhados para a maioria das aulas.


5

 Fichas

– uma ficha de revisão – 10.o ano; – oito fichas formativas, com questões referentes aos conteúdos lecionados ao longo do ano. Propõe-se que se vão entregando as fichas aos alunos à medida que os conteúdos forem lecionados. Estas fichas formativas são propostas de atividades complementares às incluídas no manual.  Testes,

acompanhados da respetiva cotação e matriz – um teste de diagnóstico; – três testes parcelares; – dois testes globais com conteúdos de 11.o ano; – um teste global com conteúdos de 10.o e 11.o anos, com critérios de classificação.

 Respostas a todas as

questões presentes

– nas fichas; – nos testes; – nas questões teórico-práticas do Caderno de Atividades Laboratoriais.  Guia

com sugestões de exploração dos recursos multimédia que integram o projeto (versão de demonstração). A versão completa deste guia será disponibilizada em .

1.2.5 20 Aula Digital Na pág. 56 deste Caderno de Apoio ao Professor encontrará: a

lista completa dos recursos disponíveis em

;

 sugestões

de exploração dos recursos multimédia que integram a versão de demonstração da componente digital do projeto Novo Jogo de Partículas 11. o ano (sugestões semelhantes para a totalidade dos recursos serão disponibilizadas em );

 fichas

de exploração para animações e simuladores (em serão disponibilizadas fichas destas para todas as animações e simuladores que integram o projeto).

1.2.6 Simulador de Exames O simulador de exames é oferta ao aluno e está disponível em www.novojogodeparticulas11.te.pt. Esta ferramenta permite ao aluno gerar um exame modelo e personalizar o seu estudo, filtrando os conteúdos que pretende exercitar. Todas as questões apresentam soluções ou sugestões de resposta. O Simulador de Exames apresenta questões que saíram em exames nacionais entre 2010 e 2015 e também questões modelo.

6


1.3 Avaliação em Química Segundo o Programa de Física e Química A: As metas curriculares permitem:  identificar

os desempenhos que traduzem os conhecimentos a adquirir e as capacidades que se querem ver desenvolvidas no final de um dado módulo de ensino;

 fornecer

o referencial para a avaliação interna e externa, em particular para as provas dos exames nacionais;

 orientar  facilitar

a ação do professor na planificação do seu ensino e na produção de materiais didáticos;

o processo de autoavaliação pelo aluno.

Sempre com as Metas como referencial, poderão constar como elementos de avaliação formativa: fichas, trabalhos de casa, participação na aula, construção de pequenos fluxogramas de conceitos, etc. A ponderação de cada um destes itens na avaliação será definida em reunião de grupo disciplinar. Quanto à avaliação das Atividades Laboratoriais, ela pode subdividir-se em duas partes:  realização,  nível

propriamente dita, da referida Atividade Laboratorial;

de concretização das metas estabelecidas para a Atividade Laboratorial.

Quanto ao primeiro aspeto acima referido, serão avaliados, entre outros, os seguintes itens:  cumprimento  utilização

das regras de segurança;

correta do material e/ou dos aparelhos de medida;

 cumprimento

do protocolo experimental;

 discussão/debate  execução

com os colegas de grupo acerca da evolução da atividade experimental;

das tarefas a seu cargo;

 registo das medições/dos resultados obtidos e

das observações efetuadas.

A avaliação do nível de concretização das metas da aula laboratorial será efetuada com base em relatórios ou tendo em consideração as respostas às questões teórico-práticas propostas no Caderno de Atividades Laboratoriais.


7

2 Planificação Planificação a médio prazo Planificação global Conteúdos

Número de aulas

Unidade 1 – Equilíbrio químico Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Fichas Outros

14 24 7 2 Total

47

Unidade 1 – Equilíbrio químico Conteúdos

Número de aulas

1. Aspetos quantitativos das reações químicas 2. Equilíbrio químico e extensão das reações químicas Atividades Laboratoriais

5 7 2 Total

14

Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Conteúdos

Número de aulas

1. Reações ácido-base 2. Reações de oxidação-redução 3. Soluções e equilíbrio de solubilidade Atividades Laboratoriais

8 5 7 4 Total

24

Aulas para Fichas Fichas

Número de aulas

Ficha de diagnóstico Fichas de avaliação (inclui a respetiva correção)

1 6 Total

8


7

Aula n.o 1

135 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 1: Aspetos quantitativos das reações químicas



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

Atividades



Realização do teste de diagnóstico.

TPC



Ficha de diagnóstico.

 

Sumário

 

Aula n.o 2

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 1: Aspetos quantitativos das reações químicas  

Sumário

  

Atividades

TPC

Correção da ficha de diagnóstico. Reações químicas – Lei de Lavoisier. Equações químicas: escrita e acerto. Entrega da ficha formativa 1. Resolução de exercícios.

Manual: exercício 1 (página 21).  Resolução de exercícios da ficha formativa 1. 

Manual: exercício 2 (página 21).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1, 2 e 3 (página 8). 

Esta aula encontra-se detalhada na secção Planos de aula.


9

Aula n.o 3

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Significado das fórmulas químicas.  Cálculos estequiométricos. 

Sumário

Atividades

Manual: exercícios 3, 7 e 15 (páginas 21, 22 e 23).  Resolução de exercícios da ficha formativa 1. 

Manual: exercícios 5, 12 e 16 (páginas 21 e 23).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 4, 7 e 10 (páginas 8 e 9). 

TPC


Aula n.o 4

135 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 1: Aspetos quantitativos das reações químicas  

Sumário

  

Atividades

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Reagente limitante e reagente em excesso. Grau de pureza de uma amostra. Entrega da ficha formativa 2. Resolução de exercícios.

Manual: exercícios 1, 3 e 5 (página 36).  Resolução de exercícios das fichas formativas 1 e 2. 

Manual: exercícios 2 e 4 (página 36).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 5 e 6 (página 15). 

TPC


10


Aula n.o 5

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Rendimento de uma reação química.  Economia atómica percentual e química verde. 

Sumário

Atividades

TPC

Manual: exercícios 8 e 11 (página 37).  Resolução de exercícios da ficha formativa 2. 

Manual: exercícios 9, 10 e 13 (página 37).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 9, 17 e 18 (páginas 16 e 17). 


Aula n.o 6

90 min.


Sumário

Atividades

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

Manual: exercícios 4, 6 e 8 (páginas 21 e 22) e exercício 12 (página 37).  Resolução de exercícios das fichas formativas 1 e 2. 

Manual: exercícios 9, 10 e 11 (página 22).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 8 (página 9) e 9, 11 e 16 (páginas 16 e 17). 

TPC


11

Aula n.o 7

135 min.


Visita ao laboratório de química.  Informação sobre regras e símbolos de segurança.  AL 1.1 – Síntese do ácido acetilsalicílico. 

Sumário

Atividades

Realização da AL 1.1.  Resolução de questões teórico-práticas. 

TPC

Aula n.o 8

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas   

Sumário

   

Atividades

Reações completas e reações incompletas. Reações reversíveis e reações irreversíveis. Reações reversíveis e estado de equilíbrio. Equilíbrios homogéneos e equilíbrios heterogéneos. Curvas de variação das concentrações dos reagentes e dos produtos da reação em função do tempo. Entrega da ficha formativa 3. Resolução de exercícios.

Manual: exercícios 1, 6 e7 (páginas 50 e 51).  Resolução de exercícios da ficha formativa 3. 

Manual: exercícios 2, 3, 10 e 11 (páginas 50 e 51).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3, 4, 6 e 8 (páginas 20 e 21).



TPC


12


Aula n.o 9

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas  

Sumário

  

Atividades

TPC

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Constante de equilíbrio. Constante de equilíbrio em sistemas homogéneos. Cálculos com a constante de equilíbrio. Resolução de exercícios.

Manual: exercícios 1, 2, 8 e 11 (páginas 58 e 59).  Resolução de exercícios da ficha formativa 3. 

Manual: exercícios 3, 4, 5 e 9 (páginas 58 e 59).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1, 6 e 7 (páginas 25 e 26). 


Aula n.o 10

135 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Quociente da reação.  Resolução de exercícios.  Conclusão da realização de ficha formativa 3. 

Sumário

Atividades

TPC

Manual: exercícios 1, 2, 4 e 5 (página 63).  Resolução de exercícios da ficha formativa 3. 

Manual: exercício 3 (página 63).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 11 e 12 (páginas 26 e 27). 



13

Aula n.o 11

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano An o _______ __________ ______ ______ _____ __ Tu Turm rmaa ___ ______ ______ ______ ______ _____ Aul A ulaa N. o _____ __________ __________ _____ Dat Da ta _____ _______ __/ _____ _______ __ / _____ _______ __ UNIDADE 1: Equilíbrio químico SUBUNIDADE 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas

Sumário



Revisões para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades TPC

Aula n.o 12

90 min.


Sumário



Ficha de avaliação sumativa.

Atividades TPC

14


Aula n.o 13

135 min.


Princípio de Le Châtelier: - efeito da variação da concentração; - efeito da variação da pressão; - efeito da variação da temperatura.  Equilíbrio químico em processos industriais.  Resolução de exercícios.  Entrega da ficha formativa 4. 

Sumário

Atividades

TPC

Manual: exercícios 1, 5, 6 e 9 (páginas 75 e 77).  Resolução de exercícios da ficha formativa 4. 

Manual: exercícios 7, 8 e 11 (páginas 76 e 77).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 4, 6, 9 e 10 (páginas 32, 33 e 34). 


Aula n.o 14

90 min.


Sumário



Correção e entrega da ficha de avaliação sumativa.

Atividades



Correção da ficha de avaliação sumativa.

TPC


15

Aula n.o 15

90 min.


Sumário

Correção do trabalho para casa.  Revisões e esclarecimento de dúvidas. 

Manual: exercício 4, 5, 8 e 9 (páginas 50 e 51), exercícios 6, 7 e 10 (páginas 58 e 59) e exercício 11 (página 77).  Resolução de exercícios da ficha formativa 4. 

Atividades



TPC

Caderno de exercícios e problemas: exercício 8 (página 26) e exercícios 5 e 11 (páginas 32 e 34).

Aula n.o 16

135 min.


Sumário Atividades



AL 1.2 – Efeito da variação da concentração no equilíbrio químico.


TPC

16


Aula n.o 17

90 min.


Sumário Atividades

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Resolução do teste global da unidade 1. 



Manual: resolução do teste global (páginas 80 e 81).

TPC

Aula n.o 18

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano An o _______ __________ ______ ______ _____ __ Tu Turm rmaa ___ ______ ______ ______ ______ _____ Aul A ulaa N. o _____ __________ __________ _____ Dat Da ta _____ _______ __/ _____ _______ __ / _____ _______ __ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNI SUB UNIDADE DADE 1: Reações ácido-base  

Sumário

   

Atividades

TPC

Ácidos e bases. O ião H3O+ e o ião H +. Espécies anfotéricas. Par conjugado ácido-base. Entrega da ficha formativa 5. Resolução de exercícios.


Manual: exercícios 2, 4, 6 e 7 (página 91).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2, 4 e 7 (página 40). 



17

Aula n.o 19

135 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 1: Reações ácido-base  

Sumário

  

Atividades

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Autoionização da água. Dissociação e ionização. Ionização de ácidos e de bases. Resolução de exercícios.



TPC


Aula n.o 20

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 1: Reações ácido-base

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Constante de acidez e constante de basicidade.  Conceito de pH. 

Sumário

Atividades


Manual: exercícios 4 e 9 (páginas 111 e 112).  Caderno de exercícios e problemas: exercício 1 (página 48). 

TPC


18


Aula n.o 21

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Relação entre pH e pOH.  pH de soluções aquosas. 

Sumário

Atividades

TPC




Aula n.o 22

135 min.


Sumário Atividades



AL 2.1 – Constante de acidez.


TPC


19

Aula n.o 23

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Soluções aquosas de sais.  Entrega da ficha formativa 6. 

Sumário

Atividades

Manual: exercícios 1, 3 e 4 (página 122).  Resolução de exercícios da ficha formativa 6. 

Manual: exercício 2 (página 122).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1, 2 e 3 (página 56). 

TPC


Aula n.o 24

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Titulação ácido-base.  Curvas de titulação ácido-base. 

Sumário

Atividades

Manual: exercícios 5 e 8 (páginas 122 e 123).  Resolução de exercícios da ficha formativa 6. 

Manual: exercícios 6 e 7 (página 123).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 5, 8 e 12 (páginas 56, 57 e 58). 

TPC


20


Aula n.o 25

135 min.


Sumário Atividades



AL 2.2 – Titulação ácido-base.


TPC

Aula n.o 26

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Formação das chuvas ácidas.  Consequências das chuvas ácidas.  Redução da emissão de poluentes atmosféricos. 

Sumário

Atividades

TPC

Manual: exercícios 1, 2 e 3 (página 129).  Resolução de exercícios da ficha formativa 6. 

Manual: exercícios 4 e 5 (página 129).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 15 e 16 (página 59). 



21

Aula n.o 27

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 2: Reações de oxidação-redução

Reações de oxidação-redução.  Oxidantes e redutores.  Número de oxidação.  Entrega da ficha formativa 7. 

Sumário

Atividades



TPC


Aula n.o 28

135 min.


Sumário



Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades TPC

22


Aula n.o 29

90 min.


Sumário




Atividades TPC

Aula n.o 30

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Identificação de reações de oxidação-redução.  Acerto de equações de oxidação-redução.  Entrega da ficha formativa 7. 

Sumário

Atividades

TPC

Manual: exercícios 6 e 10 (páginas 142 e 143).  Resolução de exercícios da ficha formativa 7. 




23

Aula n.o 31

135 min.


Sumário




Atividades




TPC

Aula n.o 32

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Força relativa de oxidantes e redutores.  Classificação qualitativa dos pares ião metálico/metal.  Resolução de exercícios. 

Sumário

Atividades


Manual: exercício 4 (página 152)  Caderno de exercícios e problemas: exercício 2 (página 67). 

TPC


24


Aula n.o 33

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Previsão da ocorrência de reações de oxidação-redução.  Corrosão de metais.  Resolução de exercícios. 

Sumário

Atividades

TPC


Manual: exercícios 8 e 11 (página 153).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 5, 6 e 8 (páginas 67 e 68). 


Aula n.o 34

135 min.


Sumário Atividades



AL 2.3 – Série eletroquímica.


TPC


25

Aula n.o 35

90 min.


Sumário Atividades

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



Resolução de exercícios da ficha formativa 7.

Manual: exercícios 9, 10 e 12 (página 153).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 1, 3, 4 e 7 (páginas 67 e 68). 

TPC

Aula n.o 36

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade  

Sumário

   

Atividades

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Dissolução e solubilidade. Soluções saturadas, não saturadas e sobressaturadas. Solubilidade de sais. Entrega da ficha formativa 8. Resolução de exercícios.


Manual: exercício 2 (página 166).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 3 e 5 (página 72). 

TPC


26


Aula n.o 37

135 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Equilíbrio de solubilidade em soluções saturadas de sais pouco solúveis.  Produto de solubilidade.  Resolução de exercícios. 

Sumário

Atividades

TPC


Manual: exercício 3 (página 166).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2 e 4 (página 72). 


Aula n.o 38

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Relação entre produto de solubilidade e solubilidade.  Resolução de exercícios. 

Sumário

Atividades

TPC





27

Aula n.o 39

90 min.


Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Formação de precipitados.  Resolução de exercícios. 

Sumário

Atividades



TPC


Aula n.o 40

135 min.


Sumário Atividades



AL 2.4 – Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água.


TPC

28


Aula n.o 41

90 min.

Escola __________________________________________________________________________________________________ Ano __________________ Turma ________________ Aula N. o _______________ Data _______/ _______ / _______ UNIDADE 2: Reações em sistemas aquosos SUBUNIDADE 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade  

Sumário

   

Atividades

TPC

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas. Alteração da solubilidade de sais. Dureza de uma água. Minimização da dureza das águas. Remoção de poluentes de águas. Resolução de exercícios.


Manual: exercícios 2, 4 e 5 (página 179).  Caderno de exercícios e problemas: exercícios 2 e 3 (página 77). 


Aula n.o 42

90 min.


Sumário Atividades

Correção do trabalho para casa e esclarecimento de dúvidas.  Resolução do teste global da unidade 2. 



Manual: resolução do teste global (páginas 182 e 183).

TPC


29

Aula n.o 43

135 min.


Sumário



Revisões de preparação para a ficha de avaliação sumativa.

Atividades TPC

Aula n.o 44

90 min.


Sumário




Atividades TPC

30


Aula n.o 45

90 min.


Sumário Atividades

 Resolução do Teste final, como preparação para o Exame Nacional.

Manual: resolução do Teste final (páginas 184 a 187).  Esclarecimento de dúvidas. 

TPC

Aula n.o 46

135 min.


Sumário




Atividades




TPC


31

Aula n.o 47

90 min.


Sumário



Autoavaliação.

Atividades TPC

32


Planos de aula Plano de aula n.o 2 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 1: Aspetos quantitativos das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Reações químicas – Lei de Lavoisier  Equações químicas: escrita e acerto Objetivos de aprendizagem  Interpretar o significado das equações químicas em termos de quantidade de matéria e relacionar o respetivo acerto com a conservação da massa (Lei de Lavoisier). Recursos  Manual – págs. 12 a 15 e 21  Ficha formativa 1 Desenvolvimento  Iniciar a aula informando os alunos que a construção do conhecimento se faz, em parte, relacionando os conhecimentos anteriores. o  Recordar conteúdos que aprenderam no 9. ano: – o nome de algumas substâncias a partir das respetivas fórmulas químicas; – a escrita de fórmulas químicas a partir do nome das substâncias; – escrita e acerto de equações químicas simples, identificand o os reagentes e produtos de reação. o  Através da equação química que traduz a combustão do metano, Fig. 1 da pág. 12, recordar do 10. ano que a ocorrência de qualquer reação química implica a quebra das ligações químicas nos reagentes e a consequente formação de novas ligações entre átomos, nos produtos de reação.  Através dos esquemas apresentados nas Figs. 2 e 3 da pág. 13, recordar a Lei de Lavoisier, verificando que o número total de átomos de cada elemento se conserva durante a reação química e, consequentemente, a massa total do sistema.  Para acertar um equação química correspondente a uma dada reação química, ter em conta que o número total de átomos de cada elemento deve ser igual nos reagentes e nos produtos de reação.  Escrever e acertar uma equação química de uma dada reação com base nos pontos referidos na pág. 14, seguido do exemplo da pág. 15.  Trabalho na aula: exercício 1 (pág. 21); exercícios da ficha formativa 1.  TPC: manual – exercício 2 (pág. 21); CEP – exercícios 1, 2 e 3 (pág. 8). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


33

Plano de aula n.o 3 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 1: Aspetos quantitativos das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Significado das fórmulas químicas  Cálculos estequiométricos Objetivos de aprendizagem  Efetuar cálculos estequiométricos com base em equações químicas. Recursos  Manual – págs. 16 a 19 e 21 a 23  Ficha formativa 1 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  A partir de uma fórmula química, questionar os alunos sobre o tipo de informação que se pode inferir dessa fórmula química.  Informar que uma fórmula química pode ser lida em termos de moléculas, quantidade de matéria (moles) e em termos de massa, exemplificando com o esquema da pág. 17.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 17 e 18, bem como a respetiva resolução.  Escrever uma equação química e levar os alunos a fazer a sua leitura em termos de moles, massa e volume.  Concretizar a interpretação da equação de maneira semelhante ao apresentado na pág. 19.  Sistematizar os passos a seguir na resolução de um cálculo estequiométrico.  Analisar e discutir a questão resolvida da pág. 19.  Trabalho na aula: exercícios 3, 7 e 15 (págs. 21, 22 e 23); exercícios da ficha formativa 1.  TPC: manual – exercícios 5, 12 e 16 (págs. 21 e 23); CEP – exercícios 4, 7 e 10 (págs. 8 e 9). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

34


Plano de aula n.o 4 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 1: Aspetos quantitativos das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Reagente limitante e reagente em excesso  Grau de pureza de uma amostra Objetivos de aprendizagem  Identificar reagente limitante e reagente em excesso numa reação química.  Interpretar o grau de pureza de uma amostra.  Indicar os reagentes que podem apresentar diferentes graus de pureza e que devem ser escolhidos consoante as finalidades de uso e custo. Recursos  Manual – págs. 24 a 29 e 36 a 37  Fichas formativas 1 e 2 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Chamar a atenção que nos cálculos estequiométricos se considerou apenas a quantidade química de um dos reagentes, pressupondo que os outros existiam em proporções adequadas, para que a reação química ocorresse. Referir que muitas vezes os reagentes não estão presentes nas quantidades e proporções molares previstas pela equação química.  Levar os alunos a concluir que nem todos os reagentes se consomem totalmente.  Definir reagente limitante e reagente em excesso.  Concretizar este conceito utilizando o exemplo da pág. 25.  Explorar o exemplo da reação entre o carbono (C) e o cloro (C 2) através do cálculo e através da Fig. 4 da pág. 25.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 26 a 28, bem como a respetiva resolução.  Definir grau de pureza de uma amostra.  Informar que nem todos os reagentes são puros.  Concretizar este conceito resolvendo a questão resolvida 1 da pág. 29.  Levar os alunos a concluir que a escolha de um reagente com um dado grau de pureza, para um determinado fim, tem de estar relacionado com o tipo de impurezas que a amostra contém.  Referir que nem sempre é necessário utilizar reagentes com elevado grau de pureza, podendo ser substituídos por outos de custo inferior mas em que estejam presentes impurezas inertes.  Trabalho na aula: exercícios 1, 3 e 5 (pág. 36); exercícios das fichas formativas 1 e 2.  TPC: manual – exercícios 2 e 4 (pág. 36); CEP – exercícios 2, 5 e 6 (pág. 15). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


35

Plano de aula n.o 5 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 1: Aspetos quantitativos das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Rendimento de uma reação química  Economia atómica percentual e química verde Objetivos de aprendizagem  Distinguir reações completas de reações incompletas.  Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante/em excesso, rendimento da reação e grau de pureza dos reagentes.  Associar «economia atómica percentual» à razão entre a massa de átomos de reagentes que são incorporados no produto desejado e a massa total de átomos de reagentes, expressa em percentagem.  Comparar reações químicas do ponto de vista da química verde tendo em conta vários fatores como: economia atómica, redução de resíduos, produtos indesejados, escolha de reagentes e processos menos poluentes. Recursos  Manual – págs. 30 a 37  Ficha formativa 2 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Definir reação como a que leva ao esgotamento de todos ou, pelo menos, um dos reagentes.  Exemplificar e escrever equações químicas que traduzam reações completas.  Definir rendimento.  Indicar fatores que podem contribuir para que o rendimento de uma reação química seja inferior a 100%.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 31 a 33, bem como a respetiva resolução.  Começar por interrogar os alunos sobre o que entendem por química verde e fazer a síntese das respostas.  Para completar essas respostas sugerir aos alunos que façam uma pesquisa sobre o assunto.  Definir economia atómica percentual.  Analisar com os alunos os exemplos da pág. 34.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado da questão resolvida 1 da pág. 35, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 8 e 11 (pág. 37); de exercícios da ficha formativa 2.  TPC: manual – exercícios 9, 10 e 13 (pág. 37); CEP – exercícios 9, 17 e 18 (págs. 16 e 17). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

36


Plano de aula n.o 8 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Reações completas e reações incompletas  Reações reversíveis e reações irreversíveis  Reações reversíveis e estado de equilíbrio  Equilíbrios homogéneos e equilíbrios heterogéneos  Curvas de variação das concentrações dos reagentes e dos produtos da reação em funçã o do tempo Objetivos de aprendizagem  Interpretar a ocorrência de reações químicas incompletas numa base molecular: ocorrência simultânea das reações direta e inversa.  Associar estado de equilíbrio químico a qualquer estado de um sistema fechado em que, macroscopicamente, não se registam variações de propriedades físicas e químicas.  Interpretar gráficos que traduzem a variação da concentração (ou quantidade de matéria) em função do tempo, para cada um dos componentes da mistura reacional, e da evolução temporal da velocidade das reações direta e inversa.  Associar equilíbrio químico homogéneo ao estado de equilíbrio que se verifica numa mistura reacional numa só fase.  Identificar equilíbrios homogéneos em diferentes contextos, por exemplo, a reação de síntese do amoníaco. Recursos  Manual – págs. 40 a 51  Ficha formativa 3 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Distinguir reações completas de reações incompletas.  Através da equação química da pág. 42, identificar a reação direta e a reação inversa.  Chamar a atenção para a síntese da pág. 42.  Exemplificar uma situação de equilíbrio químico através da reação entre I 2 (g) e H 2 (g), para se obter HI (g), explorando a Fig. 6 da pág. 42.  Indicar que numa situação de equilíbrio químico, a rea ção não termina, podendo-se verificar experimentalmente que a reação direta e a reação inversa continuam a ocorrer, à mesma velocidade, analisando o gráfico da Fig. 7 da pág. 43.  Indicar, com base na Fig. 10 da pág. 44, que uma situação de equilíbrio químico se pode atingir a partir: dos reagentes, dos produtos de reação e de uma mistura de rea gentes com produtos de reação.  Identificar, com base na análise de diversas equaçõ es químicas, equilíbrios homogéneos e equilíbrios heterogéneos.  Identificar através da análise das curvas das Figs. 13 e 14 da pág. 46, qual a que representa uma reação reversível e qual a que representa uma reação irreversível  Concluir através das Figs. 14, 15 e 16 das págs. 46 e 47, que uma vez atingido o equilíbrio químico, a concentração se mantém constante.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1, 2 e 3 das págs. 47 a 49, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1, 6 e 7 (págs. 50 e 51); exercícios da ficha formativa 3.  TPC: manual – exercícios 2, 3, 10 e 11 (págs. 50 e 51); CEP – exercícios 3, 4, 6 e 8 (págs. 20 e 21). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


37

Plano de aula n.o 9 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Constante de equilíbrio  Constante de equilíbrio em sistemas homogéneos  Cálculos com a constante de equilíbrio Objetivos de aprendizagem  Escrever expressões matemáticas que traduzam a constante de equilíbrio, usando concentraç ões.  Concluir, a partir de valores de concentrações, que o valor da constante de equilíbrio é o mesmo para todos os estados de equilíbrio de um sistema químico, à mesma temperatura.  Relacionar a extensão de uma reação, a uma certa temperatura, com o valor da constante de equilíbrio dessa reação, a essa temperatura.  Concluir, a partir de valores de concentrações em equilíbrio, que o valor da constante de equilíbrio depende da temperatura.  Relacionar o valor da constante de equilíbrio da reação direta com o da constante de equilíbrio da reação inversa. Recursos  Manual – págs. 52 a 59  Ficha formativa 3 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Considerar a reação entre I 2 (g) e H2 (g) e escrever a equação química que traduz a reação de equilíbrio deste sistema reacional.  Informar os alunos que esta reação foi estudada por métodos experimentais rigorosos, obtendo-se os resultados constantes da tabela da pág. 53.  Com os dados da tabela levar os alunos a concluir que: – as quantidades de substâncias presentes no equilíbrio dependem das quantidades iniciais das substâncias; – à mesma temperatura existe uma relação constante que é i gual a        

HI2e . I2 e  H2 e

Indicar que a relação para o equilíbrio em causa se chama constante de equilíbrio, K c. Generalizar para outros sistemas em equilíbrio. Referir que, para uma dada reação, a constante de equilíbrio, K c, só depende da temperatura. Escrever equações químicas que traduzam equilíbrios químicos homogéneos e escrever, para cada um destes equilíbrios a respetiva constante de equilíbrio, K c. Relacionar o valor da constante de equilíbrio, K c, com a extensão da reação correspondente. Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1, 2, 3 e 4 das págs. 56 e 57, bem como a respetiva resolução. Trabalho na aula: exercícios 1, 2, 8 e 11 (págs. 58 e 59); exercícios da ficha formativa 3. TPC: manual – exercícios 3, 4, 5 e 9 (págs. 58 e 59); CEP – exercícios 1, 6 e 7 (págs. 25 e 26).

Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

38


Plano de aula n.o 10 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas Conteúdos de aprendizagem  Quociente da reação Objetivos de aprendizagem  Distinguir entre constante de equilíbrio e quociente da reação em situações de não equilíbrio.  Prever o sentido dominante da reação com base na comparação do valor do quociente da reação, num determinado instante, com o valor da constante de equilíbrio da reação química considerada à temperatura a que decorre a reação.  Aplicar expressões da constante de equilíbrio e do quociente da reação na resolução de questões envolvendo cálculos. Recursos  Manual – págs. 60 a 63  Ficha formativa 3 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Indicar que para verificar se um sistema reacional se encontra em equilíbrio, utiliza-se o conceito de quociente da reação.  Definir quociente da reação, Qc.  Verificar se um sistema reacional está em equilíbrio, por comparação do valor do quociente da reação, Qc, com o valor da constante de equilíbrio, K c.  Concretizar, com a análise da Fig. 17 da pág. 61, a evolução de um sistema reacional de acordo com a relação entre os valores do quociente da reação, Qc, o valor da constante de equilíbrio, K c.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 61 e 62, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1, 2, 4 e 5 (pág. 63); exercícios da ficha formativa 3.  TPC: manual – exercício 3 (pág. 63); CEP – exercícios 11 e 12 (págs. 26 e 27). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 13 Unidade 1: Equilíbrio químico Subunidade 2: Equilíbrio químico e extensão das reações químicas Conteúdos de aprendizagem Princípio de Le Châtelier  Equilíbrio químico em processos industriais  Objetivos de aprendizagem  Indicar fatores que podem alterar o estado de equilíbrio de uma mistura rea cional (pressão, em sistemas gasosos, temperatura e concentração).  Interpretar o efeito da variação da concentração de um reagente ou produto num sistema inicialmente em equilíbrio, por comparação do quociente da reação com a constante de equilíbrio, a temperatura constante.  Identificar o Princípio de Le Châtelier como uma regra que permite prever a evolução de um sistema químico quando ocorre variação de um dos fatores que pode afetar o estado de equilíbrio – concentração, pressão, volume ou temperatura.  Aplicar o Princípio de Le Châtelier à síntese do amoníaco e a outros processos industriais e justificar aspetos de compromisso relacionados com a temperatura, pressão e uso de catalisadores. Recursos  Manual – págs. 64 a 77  Ficha formativa 4 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Indicar que um sistema reacional em equilíbrio pode ser alterado por fatores nomeadamente, concentração, pressão em sistemas de componentes gasosos e temperatura.  Exemplificar a influência da concentração num estado de equilíbrio, através das Figs. 18 e 19 da pág. 65.  Explorar a variação de cor com as concentrações respetivas, em diferentes instantes.  Referir que a situação C da Fig. 19 da pág. 65, não é uma situação de equilíbrio ( Qc  K c), evoluindo até atingir o equilíbrio, situação D, em que Qc = K c.  Mostrar que uma maneira qualitativa de prever a evolução de um sistema em equilíbrio que sofreu uma perturbação é através do Princípio de Le Châtelier.  Estudar o efeito da variação da concentração através dos gráficos das Figs. 20 e 21 da pág. 66.  Explorar a síntese da pág. 66.  Estudar o efeito da variação da pressão em sistemas com componentes gasosos, utilizando a reação N2O4 (g) 2 NO2 (g) .  Analisar a Fig. 23 da pág. 67.  Explorar a síntese da pág. 68.  Estudar o efeito da variação de temperatura num sistema reacional em equilíbrio, analisando a Fig. 24 da pág. 69.  Explorar a síntese da pág. 69.  Explicar qual o papel de um catalisador num sistema reacional em equilíbrio.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado da questão resolvida 1 das págs. 70 e 71, bem como a respetiva resolução.  Exemplificar com a síntese do amoníaco e a preparação do ácido sulfúrico, algumas aplicações do Princípio de Le Châtelier em processos industriais, referindo que na Indústria há de atender a situações concretas que têm em conta o controlo de custos, rapidez das reações e a segurança.  Trabalho na aula: exercícios 1, 5, 6 e 9 (págs. 75 e 77); exercícios da ficha formativa 4.  TPC: manual – exercícios 7, 8 e 11 (págs. 76 e 77); CEP – exercícios 4, 6, 9 e 10 (págs. 32, 33 e 34).



Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas. 40


Plano de aula n.o 18 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Ácidos e bases + +  O ião H3O e o ião H  Espécies anfotéricas  Par conjugado ácido-base Objetivos de aprendizagem  Identificar marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos ácido-base, culminando na definição de ácido e base de acordo com Brönsted e Lowry.  Interpretar reações ácido-base como reações de transferência de protões.  Explicar o que é um par conjugado ácido-base, dando exemplos de pares conjugados ácido-base.  Interpretar o significado de espécie química anfotérica. Recursos  Manual – págs. 84 a 91  Ficha formativa 5 Desenvolvimento  Em diálogo com os alunos, discutir o que já aprenderam sobre esta matéria nos anos anteriores.  Referir que os primeiros conceitos de ácido e de base s e basearam em propriedades observadas em várias substâncias, sem explicação teórica.  Informar que vários químicos antes de Arrhenius propuseram a interpretação do comportamento ácido-base de diversas substâncias.  Indicar os conceitos de ácido e de base proposto por Arrhenius, exemplificando tal como se encontra na pág. 85.  Explicar a razão por que o conceito de ácido e de base segundo Arrhenius estava incompleto.  Explicar os conceitos de ácido e de base segundo a teoria protónica ou de Brönsted-Lowry.  Esclarecer os conceitos de ácido e de base segundo Brönsted e Lowry, utilizando os esquemas das págs. 86 e 87.  Analisar a síntese da pág. 87.  Explicar o que são espécies anfotéricas.  Definir par conjugado ácido-base, utilizando como exemplo a equação e esquema respetivo da pág. 89.  Fornecer aos alunos outras equações químicas que representem equilíbrios ácido-base, de modo a identificar os pares conjugados ácido-base.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 da pág. 90, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1, 3, 5 e 8 (pág. 91); exercícios da ficha formativa 5.  TPC: manual – exercícios 2, 4, 6 e 7 (pág. 91); CEP – exercícios 2, 4 e 7 (pág. 40). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 19 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Autoionização da água  Dissociação e ionização  Ionização de ácidos e de bases Objetivos de aprendizagem  Caracterizar a autoionização da água fazendo referência às espécies químicas envolvidas nesta reação e à sua extensão.  Relacionar a extensão da reação da autoionização da água com o produto iónico da água, identificando-o com a constante de equilíbrio para essa reação.  +  Relacionar as concentrações do ião H 3O e do ião OH resultantes da autoionização da água.  Prever, com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito da variação da temperatura na autoionização da água.  Explicitar os significados de ionização (de ácidos e algumas bases) e de dissociação de sais (incluindo hidróxidos), diferenciando ionização de dissociação. Recursos  Manual – págs. 92 a 99  Ficha Formativa 5 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Informar que a água formada por moléculas tem uma condutividade elétrica muito pequena.  Deduzir que a razão dessa condutividade é a formação de iões devido à autoionização da água, concretizando com a Fig. 1 da pág. 92.  Definir produto iónico da água, K w.  A partir da análise dos valores presentes na tabela da pág. 93 deduzir que a autoionização da água é um processo endotérmico.  +  Informar que na água pura, a qualquer temperatura, [OH ] = [H 3O ] = K w .          

Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 93 e 94, bem como a respetiva resolução. Distinguir dissociação de ionização atendendo a que a dissociação se dá nas substâncias iónicas, Fig. 2 da pág. 94, e que a ionização se verifica nas substâncias moleculares polares, Fig. 4 da pág. 95. Relacionar a intensidade da corrente elétrica que atravessa uma solução condutora através do brilho da lâmpada, com o número de iões presentes na solução. Concluir, através da Fig. 5 da pág. 95, que duas soluções de ácidos diferentes e de igual concentração, têm diferentes condutividades elétricas. Partir do exemplo anterior para definir ácido forte e ácido fraco. Definir fração de ionização e percentagem de ionização. Através da Fig. 6 da pág. 96 e de outras figuras semelhantes, levar os alunos a calcular a fração de ionização e a percentagem de ionização. Ler e interpretar, com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 97 e 98, bem como a respetiva resolução. Trabalho na aula: exercícios 1, 4, 6 e 7 (pág. 99); exercícios da ficha formativa 5. TPC: manual – exercícios 2 e 5 (pág. 99); CEP – exercícios 13, 14 e 15 (pág. 41).

Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 20 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Constante de acidez e constante de basicidade  Conceito de pH Objetivos de aprendizagem  Relacionar quantitativamente a concentração hidrogeniónica de uma solução e o seu valor de pH.  Escrever equações químicas que representam reações de ionização de um ácido, ou de uma base, e as respetivas expressões das constantes de acidez ou de basicidade.  Relacionar os valores das constantes de acidez de diferentes ácidos (ou as constantes de basicidade de diferentes bases) com a extensão das respetivas ionizações.  Relacionar as constantes de acidez e de basicidade para um par conjugado ácido-base. Recursos  Manual – págs. 100 a 104 e 111 e 112  Ficha formativa 5 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Informar que no caso de ácidos e de bases fracas em que as reações com a água são incompletas, aplica-se o princípio do equilíbrio químico.  Definir constante de acidez, K a, e constante de basicidade, K b, utilizando como exemplos reações de equilíbrio ácido-base.  Levar os alunos a concluir que quanto maior for o valor da constante de acidez, K a, mais extensa é a ionização do ácido e mais forte é o ácido.  Levar os alunos a concluir que quanto maior for o valor da constante de basicidade, K b, mais extensa é a ionização da base e mais forte é a base.  Deduzir que o produto de K a de um ácido com K b da respetiva base conjugada é igual a K w.  Analisar a Fig. 7 da pág. 102 e complementar com a análise da síntese da pág. 102.  Definir pH.  Concluir, com exemplos, que quanto mais ácida for uma solução, menor é o valor de pH e maior é a sua concentração em iões H 3O+, e que quanto mais básica for uma solução, maior é o valor de pH e maior é a sua  concentração em iões OH . +  Determinar o valor de pH a partir da concentração em iões H 3O . +  Determinar a concentração em iões H 3O de uma solução, a partir do valor de pH dessa solução.  Analisar conjuntamente com os alunos a Fig. 8 da pág. 103.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado da questão resolvida 1 da pág. 104, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1 e 3 (pág. 111); exercícios da ficha formativa 5.  TPC: manual – exercícios 4 e 9 (págs. 111 e 112); CEP – exercício 1 (pág. 48). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 21 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Relação entre pH e pOH  pH de soluções aquosas Objetivos de aprendizagem  +  Relacionar as concentrações do ião H 3O e do ião OH , bem como os valores de pH e pOH, para soluções ácidas, básicas e neutras.  Determinar o pH de soluções de ácidos (ou bases) fortes a partir da respetiva concentração e vice-versa. Recursos  Manual – págs. 104 a 113  Ficha formativa 5 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Referir a importância do pH em situações diversas.  Indicar como se pode medir o pH de uma solução.  Relacionar pH com pOH.  Determinar o pH de soluções aquosas, lendo e interpretando as questões resolvidas das págs. 105 a 109.  Trabalho na aula: exercícios 12 e 15 (pág. 113); exercícios da ficha formativa 5.  TPC: manual – exercícios 10 e 11 (pág. 112); CEP – exercícios 9, 13 e 14 (pág. 49). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 23 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Soluções aquosas de sais – sal derivado de ácido forte e base fraca – sal derivado de ácido fraco e base forte – sal derivado de ácido forte e base forte – sal derivado de ácido fraco e base fraca Objetivos de aprendizagem  Interpretar o carácter ácido, básico ou neutro de soluções aquosas de sais com base nos valores das constantes de acidez ou de basicidade dos iões do sal em solução. Recursos  Manual – págs. 114 a 117 e pág. 122  Ficha formativa 6 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Indicar, concretizando com a a Fig.12 da pág. 114, que soluções aquosas de diferentes sais de igual concentração, têm diferentes valores de pH.  Explicar essa diferenciação nos valores de pH através do comportamento dos iões resultantes da dissociação dos sais.  Analisar a síntese da pág. 116.  Ler e interpretar, com os alunos os enunciados das questões resolvidas 1 e 2 da pág. 117, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1, 3 e 4 (pág. 122); exercícios da ficha formativa 6.  TPC: manual – exercício 2 (pág. 122); CEP – exercícios 1, 2 e 3 (pág. 56). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 24 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Titulação ácido-base  Curvas de titulação ácido-base Objetivos de aprendizagem  +  Interpretar o significado de neutralização associando-o à reação entre os iões H 3O e OH durante uma reação ácido-base.  Associar o ponto de equivalência de uma titulação à situação em que nenhum dos reagentes se encontra em excesso.  Associar o indicador ácido-base a um par conjugado ácido-base em que a forma ácida e a básica são responsáveis por cores diferentes. Recursos  Manual – págs. 118 a 123  Ficha formativa 6 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Definir neutralização, escrevendo as equações moleculares e as respetivas equações iónicas, segundo a Teoria Protónica.  Calcular a concentração de uma solução ácida ou básica (titulado) a partir de uma outra solução básica ou ácida (titulante) de concentração conhecida.  Definir ponto de equivalência.  Definir indicador ácido-base.  Explicar em que consiste a zona de viragem de um indicador.  Deduzir, de entre alguns indicadores ácido-base de zona de viragem conhecida, qual o que melhor se adequa à titulação em causa.  Explicar o que é uma curva de titulação ácido-base.  Identificar o tipo de ácido e de base presentes numa titulação, através da respetiva curva de titulação.  Justificar a causa dos diferentes valores de pH nos pontos de equivalência.  Analisar a síntese da pág. 121.  Ler e interpretar, com os alunos o enunciado da questão resolvida 1 da pág. 121, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 5 e 8 (págs. 122 e 123); exercícios da ficha formativa 6.  TPC: manual – exercícios 6 e 7 (pág. 123); CEP – exercícios 5, 8 e 12 (págs. 56, 57 e 58). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 26 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 1: Reações ácido-base Conteúdos de aprendizagem  Formação das chuvas ácidas  Consequências das chuvas ácidas  Redução da emissão de poluentes atmosféricos Objetivos de aprendizagem  Interpretar a acidez da chuva normal com base na dissolução do dióxido de carbono presente na atmosfera.  Interpretar a formação de chuvas ácidas devido à presença de poluentes na atmosfera (S O x , NO x ), assim como processos de eliminação destes poluentes, com base nas correspondentes reações químicas.  Explicar as consequências das chuvas ácidas sobre construções de calcário e mármore, interpretando as equações químicas correspondentes. Recursos  Manual – págs. 124 a 129  Ficha formativa 6 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Explicar a origem das chuvas ácidas, realçando que a principal origem dessas c huvas são os óxidos de enxofre e de nitrogénio.  Referir as principais fontes de óxidos de enxofre e de nitrogénio.  Escrever as equações químicas que traduzem a formação dos principais ácidos presentes nas chuvas ácidas.  Especificar as consequências das chuvas ácidas.  Analisar o ataque das chuvas ácidas ao calcário através das equações químicas correspondentes.  Identificar a formação e as consequências das chuvas ácidas através da análise da Fig. 18 da pág. 126.  Através do diálogo com os alunos levá-los a identificar processos que permitam a diminuição dos efeitos das chuvas ácidas.  Propor a realização de um trabalho de pesquisa sobre estes conteúdos.  Trabalho na aula: exercícios 1, 2 e 3 (pág. 129); exercícios da ficha formativa 6.  TPC: manual – exercícios 4 e 5 (pág. 129); CEP – exercícios 15 e 16 (pág. 59). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 27 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 2: Reações de oxidação-redução Conteúdos de aprendizagem  Reações de oxidação-redução  Oxidantes e redutores  Número de oxidação Objetivos de aprendizagem  Associar oxidação à cedência de eletrões e redução ao ganho de eletrões.  Interpretar reações de oxidação-redução como reações de transferência de eletrões.  Identificar, numa reação de oxidação-redução, as espécies químicas oxidada (redutor) e reduzida ( oxidante).  Identificar estados de oxidação de um elemento em substâncias elementares, compostas e em espécies iónicas a partir do cálculo do seu número de oxidação. Recursos  Manual – págs. 132 a 138 e 142  Ficha formativa 7. Desenvolvimento  Interrogar os alunos sobre o que consideram ser uma oxidação.  Com base nos conhecimentos anteriores os alunos vão considerar que uma reação de oxidação é aquela que ocorre uma combinação entre o oxigénio e uma substância elementar.  Acentuar que o conhecimento evidenciado pelos alunos é apenas o conceito mais antigo de oxidação/redução.  Informar que o processo inverso da oxidação se chama redução e que as reações que envolvem estes processos, de oxidação-redução, têm muita importância.  Exemplificar, através das equações da pág. 133, os conceitos de oxidação e de redução como transferência de eletrões, analisando a Fig. 24 da pág. 133.  Referir que existem reações de oxidação-redução sem que o oxigénio seja um do s reagentes.  Exemplificar com a reação entre o magnésio metálico e o cloro gasoso, traduzido na equação química da pág. 133 e nas semirreações de oxidação e de redução, na pág. 134.  Identificar outros exemplos de reações de oxidação-redução, como a oxidação do zinco metálico por uma solução aquosa de iões Cu 2+, tal como está explicitado na pág. 134.  Concretizar o exemplo anterior com a Fig. 24 da pág. 133.  Definir oxidante, redutor, espécie oxidante e espécie redutora e concretizar com a Fig. 27 da pág. 135.  Identificar, numa equação química que traduza uma reação de oxidação-redução, a espécie oxidante, a espécie redutora, a semirreação de oxidação e a semirreação de redução, tal como se encontra na pág. 136.  Definir o número de oxidação de um átomo e a s regras que permitem determinar esse número de oxidação.  Ler e interpretar com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 da pág. 138, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1 e 3 (pág. 142); exercícios da ficha formativa 7.  TPC: manual – exercícios 4 e 5 (pág. 142); CEP – exercícios 3 e 6 (pág. 63). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 30 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 2: Reações de oxidação-redução Conteúdos de aprendizagem  Identificação de reações de oxidação-redução  Acerto de equações de oxidação redução Objetivos de aprendizagem  Usar o conceito de número de oxidação na identificação de reações de oxidação-redução.  Acertar equações químicas de oxidação-redução em casos simples.  Interpretar uma reação de oxidação-redução como um processo em que oco rrem simultaneamente uma oxidação e uma redução, escrevendo as semiequações correspondentes. Recursos  Manual – págs. 139 a 143  Ficha formativa 7. Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Identificar as reações de oxidação-redução por variação do número de oxidação de alguns átomos que nela intervêm.  Ler e interpretar com os alunos o enunciado das questões resolvidas 1 e 2 das págs. 139 e 140, bem como a respetiva resolução.  Acertar equações de oxidação-redução simples.  Trabalho na aula: exercícios 6 e 10 (págs. 142 e 143); exercícios da ficha formativa 7.  TPC: manual – exercícios 9 e 12 (pág. 143); CEP – exercícios 10 e 14 (pág. 64). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 32 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 2: Reações de oxidação-redução Conteúdos de aprendizagem  Força relativa de oxidantes e redutores  Classificação qualitativa dos pares ião metálico/metal Objetivos de aprendizagem  Associar a ocorrência de uma reação ácido-metal à oxidação do metal com redução simultânea do ião hidrogénio.  Comparar o poder redutor de alguns metais. Recursos  Manual – págs. 144 a 147 e 151  Ficha formativa 7 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Analisar algumas semelhanças entre reações de ácido-base e reações de oxidação-redução.  Referir os exemplos de reações de oxidação-redução incluídos na pág. 145 ou outros semelhantes, identificando os oxidantes e os redutores, exemplificando com a Fig. 28 da pág. 145.  Explicar que quanto mais forte for um oxidante mai s fraco é o seu redutor conjugado.  Comparar os poderes redutores de dois metais e os poderes oxidantes dos catiõ es metálicos correspondentes, utilizando como exemplos as Figs. 31 e 32 da pág. 146.  Comparar o poder redutor e o poder oxidante dos catiões metálicos corr espondentes ao metal prata, Ag, e ao metal cobre, Cu, utilizando as Figs. 33, 35 e 36 das págs. 146 e 147.  Trabalho na aula: exercícios 1 e 3 (pág. 151); exercícios da ficha formativa 7.  TPC: manual – exercício 4 (pág. 152); CEP – exercício 2 (pág. 67). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 33 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 2: Reações de oxidação-redução Conteúdos de aprendizagem  Previsão da ocorrência de reações de oxidação-redução  Corrosão de metais Objetivos de aprendizagem  Prever se uma reação de oxidação-redução ocorre uma série eletroquímica adequada.  Interpretar a corrosão dos metais como um processo de oxidação-redução. Recursos  Manual – págs. 148 a 153  Ficha formativa 7 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Concluir que quando uma reação de oxidaç ão ou de redução ocorre espontaneamente, a inversa não ocorre.  Analisar reações de metais com ácidos e tirar conclusões.  Analisar a síntese da pág. 148.  Ler e interpretar, com os alunos os enunciados das questões resolvidas 1 e 2 da pág. 149, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercício 7 (pág. 152); exercícios da ficha formativa 7.  TPC: manual – exercícios 8 e 11 (pág. 153); CEP – exercícios 5, 6 e 8 (págs. 67 e 68). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 36 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade Conteúdos de aprendizagem  Dissolução e solubilidade  Soluções saturadas, não saturadas e sobressaturadas  Solubilidade de sais Objetivos de aprendizagem  Relacionar a composição química da água do mar com a dissolução de sais e do dióxido de carbono da atmosfera.  Caracterizar o fenómeno de dissolução como uma mistura espontânea de substâncias que pode ser relacionado com as interações entre as espécies químicas do soluto e do solvente.  Indicar formas de controlar o tempo de dissolução de um soluto (estado de divisão e agitação) mantendo a temperatura e a pressão constantes.  Definir solubilidade em termos de concentração de solução saturada e de massa de soluto dissolvido em 100 g de solvente.  Classificar as soluções de um dado soluto em saturadas, não saturadas e sobressaturadas, com base na respetiva solubilidade, a uma determinada temperatura.  Interpretar gráficos de solubilidade em função da temperatura. Recursos  Manual – págs. 156 a 159 e pág. 166  Ficha formativa 8 Desenvolvimento  Definir dissolução e solubilidade.  Distinguir soluções saturadas, de soluções não saturadas ou insaturadas.  Caracterizar uma solução sobressaturada.  Analisar o gráfico da Fig. 44 da pág. 158 para identificar a solução de um sal (brometo de potássio, KBr) a diferentes temperaturas como saturada, não saturada e sobressaturada.  Referir a água como um bom exemplo de um bom solvente polar de substâncias iónicas e de substâncias moleculares polares.  Analisar o gráfico da Fig. 45 da pág. 159 para mostrar a variação da solubilidade de alguns sais em água em função da temperatura.  Trabalho na aula: exercício 1 (pág. 166); exercícios da ficha formativa 8.  TPC: manual – exercício 2 (pág. 166); CEP – exercícios 3 e 5 (pág. 72). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

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Plano de aula n.o 37 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade Conteúdos de aprendizagem  Equilíbrio de solubilidade em soluções saturadas de sais pouco solúveis  Produto de solubilidade Objetivos de aprendizagem  Identificar o equilíbrio químico que se estabelece entre um sal e uma sua solução saturada como o equilíbrio químico heterogéneo, designando-o por equilíbrio de solubilidade.  Escrever equações químicas que traduzem equilíbrios de solubilidade e escrever as cor respondentes expressões do produto de solubilidade. Recursos  Manual – págs. 160 a 162 e pág. 166  Ficha formativa 8 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Através do exemplo de uma solução saturada de sulfato de bário, Fig. 47 da pág. 161, mostrar que nela existe um equilíbrio de solubilidade entre o sal sólido e os respetivos iões na solução aquosa.  A partir de uma equação química que traduza um equilíbrio de solubilidade, escrever o respetivo produto de solubilidade, K s.  Trabalho na aula: exercício 4 (pág. 166); exercícios da ficha formativa 8.  TPC: manual – exercício 3 (pág. 166); CEP – exercícios 2 e 4 (página 72). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Plano de aula n.o 38 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade Conteúdos de aprendizagem  Relação entre produto de solubilidade e solubilidade Objetivos de aprendizagem  Relacionar a constante de produto de solubilidade de um sal com a respetiva solubilidade, na ausência de outros equilíbrios que afetem essa solubilidade. Recursos  Manual – págs. 162 a 167  Ficha formativa 8 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Estabelecer a relação entre o produto de solubilidade e a solubilidade de um sal.  Referir que entre dois sais o que tiver maior valor de produto de solubilidade não tem obrigatoriamente maior valor de solubilidade e que essa relação depende da estequiometria dos dois sais.  Ler e interpretar, com os alunos os enunciados das questões resolvidas 1, 2 , 3 e 4 das págs. 164 e 165, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 7 e 9 (pág. 167); exercícios da ficha formativa 8.  TPC: manual – exercícios 6 e 8 (pág. 167); CEP – exercícios 7 e 11 (página 73). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.

Plano de aula n.o 39 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade Conteúdos de aprendizagem  Formação de precipitados Objetivos de aprendizagem  Interpretar a possibilidade de formação de um precipitado, com base nas concentrações de iões presentes em solução e nos valores de produtos de solubilidade. Recursos  Manual – págs. 168 a 171  Ficha formativa 8 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Explicar que a formação de precipitados depende da concentração de iões presentes na solução.  Verificar se ocorre ou não formação de precipitado de um dado sal por comparaçã o entre os valores de Qs e o correspondente valor de K s.  Ler e interpretar com os alunos os enunciados das questões resolvidas 1, 2 e 3 das págs. 169 e 170, bem como a respetiva resolução.  Trabalho na aula: exercícios 1 e 5 (pág. 171); exercícios da ficha formativa 8.  TPC: manual – exercícios 2 e 4 (pág. 171); CEP – exercícios 1 e 4 (página 77). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas. 54


Plano de aula n.o 41 Unidade 2: Reações em sistemas aquosos Subunidade 3: Soluções e equilíbrio de solubilidade Conteúdos de aprendizagem  Alteração da solubilidade de sais  Dureza de uma água  Minimização da dureza das águas  Remoção de poluentes de águas Objetivos de aprendizagem  Interpretar com base no Princípio de Le Châtelier, o efeito do ião-comum na solubilidade de sais em água.  Interpretar com base no Princípio de Le Châtelier, a solubiliz ação de alguns sais por soluções ácidas.  Interpretar com base no Princípio de Le Châtelier, a solubilização de alguns sais através da formação de iões complexos.  Associar a dureza total de uma água à concentração de catiões cálcio e magnésio.  Interpretar, com base em informação selecionada, processos para minimizar a dureza das águas.  Interpretar, com base em informação selecionada, a utilização de reações de precipitação na remoção de poluentes de águas. Recursos  Manual – págs. 172 a 179  Ficha formativa 8 Desenvolvimento  Esclarecer dúvidas que possam ter surgido no trabalho para casa ou nos conteúdos lecionados na aula anterior.  Informar que o Princípio de Le Châtelier ajuda a prever a variação de solubilidade de um sal sob o efeito de vários fatores.  Analisar o efeito da temperatura na solubilização de um sal e complementar essa análise com o esquema da pág. 173.  Analisar o efeito da variação da concentração na solubilização de um sal.  Explicar qualitativamente o efeito do ião comum.  Concretizar quantitativamente o efeito do ião comum com os exemplos da pág. 174 ou outros.  Explicar o aumento da solubilidade de alguns sais por efeito da formação de iões complexos.  Generalizar através da síntese da pág. 175.  Definir dureza de uma água.  Classificar as águas quanto à dureza.  Referir os inconvenientes de águas duras.  Propor aos alunos a realização de um trabalho sobre dureza das águas e a remoção de poluentes das águas.  Trabalho na aula: exercícios 1, 3, 6 e 7 (pág. 179); exercícios da ficha formativa 8.  TPC: manual – exercícios 2, 4 e 5 (pág. 179); CEP – exercícios 2 e 3 (página 77). Avaliação  Formativa – desempenho dos alunos nas tarefas propostas.


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Os meus testes - Crie ou personalize testes Ferramenta que permite introduzir questões e criar testes para posterior exportação para Word® ou envio aos alunos, em formato interativo e com correção automática .

As minhas aulas - Construa ou adapte sequências de recursos Área onde podem ser criadas sequências de aprendizagem compostas pelos recursos digitais disponibilizados nos projetos da editora e pelos recursos próprios do Professor.

As minhas salas - Acompanhe o estudo dos seus alunos Ferramenta de comunicação que permite criar grupos de al unos, enviar-lhes testes ou trabalhos e acompanhar a sua realização. Todos os projetos estão disponíveis em offline através de download , CD, Pen ou App. 56


Como aceder? Se ainda não é um utilizador das soluções LeYa Educação, registe-se acedendo a http://20.leya.com e selecionando a opção “Ainda não é utilizador?” Se já é utilizador das soluções LeYa Educação, aceda ao 20 Aula Digital com os seus dados de registo (e-mail e palavra-passe). Para mais informações, consulte o nosso site de suporte: http://suporte20.leyaeducacao.com/


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«Novo Jogo de Partículas 11» O é uma ferramenta inovadora que possibilita, em sala de aula, a fácil exploração do projeto Novo Jogo de Partículas 11 através das novas tecnologias. Permite o acesso a um vasto conjunto de conteúdos multimédia associados ao manual:

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

Apresentações PowerPoint ®

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Animações

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Simuladores

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Vídeos laboratoriais

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Apresentações PowerPoint ® das Atividades Laboratoriais

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Resoluções animadas de exercícios

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Atividades interativas

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Coleção de vídeos tutoriais «Essencial para o Exame»

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Vídeos temáticos

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Soluções projetáveis de todos os exercícios do manual

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Testes interativos para o aluno, num total de 100 questões

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Testes interativos exclusivos do professor, num total de 180 questões

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Imagens projetáveis

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Simulador de Exames

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Grelhas de avaliação em formato editável


s o s r u c e r s e t n i u g e s s o , 6 1 0 2 e d o r b m e t e s e d r i t r a p a ,

m e r o p s i d u e s o a o ã r e t 1 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o v o N o d s e t n a t o d a s e r o s s : e a f i o r d p é m s i t O l u m

s o s r u c e r s o d s o l 1 u t 1 í s T a l u c í t r a P e d o g o J o v o N o d a i d é m i t l u m s o s r u c e r s o d l a r e g m e g a o t s s r i L u c e r e d a i g o l o p i T

s a c i m í u q s e õ ç l a a l u n a q o n e i o c i e a c d e a r e e r a s a a m c i e m t e m s t í i o s s u s i s q s m s e u m a c l x a u e u e c d e i m d o r m m i e í o r ó i f e u b r í t l e n q b i í l d e o u i s g ã q u a a ç e q o a v e c i e i t e r e r d e a m e t o d í a i o ã d t e m u ç a n t u o s q s o a c n a t o a c u a e i d i a e r s e m t r i q t i d í a o m s m o u s b í í e d l i t q d l i u e e n o s u q õ t o e e i e t t q s ç r n n ã E e a n m b i ç e i í e e m – õ l c a r r g d i r ç e o e o a n u f 1 a f t u i l e e n e e q d R I R R E D Q A a 1 . 2 . 3 . 4 . 1 . 2 . 3 . 4 . d i 1 1 1 1 2 2 2 2 n U        

o ã ç a o r ã t s ç s e o s n a o m b o m o e ã r ã e ç e s e r d d a e r s e t e v a s d a s u n o g n o o d á i ã l c s m e e v s á e r í d e e d e v n o s d e a o ã a ç b o d n p o a s ã ã l i o e ç z ç i e D ã l d a u s v – a l z r í e i r o e n e e n s s s o o v o s s n i i i a p a a r d d s s t i à i b m n i s c s e a u á o l D o e i e e o d s r e s n e r ã v – d D o o e o í s i ç t . í c s e d b s n e á s u s d i a o s o l i r s s d e e t o a u a ã u p a e c d s o e ç q s q c ã r o a e n s i b õ s a i r s a ç z d o e o D e ç i s á i e p l u a d s d i a b n d m – d e e b s e o , e e r s e t s u o e s m s I r d i s s . e n a l d d e a a t t d a n e s o a a u o a a o d s i u a d t d d d i ã g s i i i e c l s á g t ç i i c s x á e p i i b á s o d á a o s c a o ã s s m a a n s a e t d u a i c e e d i r l e s d o r s d n x d o s o o c e p e o m o i o o í e s v u o b a e u ã s e ã ã a a q ã v ç u d a õ q ç d d i ç m ç d ç a a t a q a n a a s l a s z a z o o s o l s i o z a r i i t o e e i ã e l r ç ã t ã e e l s s t i e R õ n r a b v õ a o o ç a ç n e a r í a r a í t n – ç i l ç t r o e c ç c n u i m e e i u o e t l n u n 2 l o l u u r r p i q t l u p p o e s m o o l e o o e o s A S A A S N A C F M E F i d p d 4 a 1 2 3 4 5 6 1 2 1 2 3 D . . . . . . e . . . . . . e d i 1 1 1 – 1 1 1 d 2 2 3 3 3 3 d n          U   

à o e m t r o o c p , o u s l u t o í m p a . o l c c a s b u a u n d s a a a z i d m l a o i t c d u e o r d ã e s l ® t ç a c n m n i e i o s e f d a P r d o o e a p n , w c e a o e r v P d o i t s s s a e o s e n õ d f ç ú o r e t a l t e t r p a n n o e . s o c d m s e e o r s s , d p o a u a i A d v o s d ® u s r t l o n c i x o b o e d a P s r o ú o t d e ã e w s n ú o o s c e t P e s n s õ ç e a o o õ t d c ç n s o o a t e ã d n s e ç e a e s r p c i s e e t r a l n p s p x í A A e s

0 2 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d ® t n i o P r e w o P s e õ ç a t n e s e r p a e d l a t o T


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60

o d i l o ó o c i s ã s m o r í t e u u l v q o a s o i n r l m b í e u l i v í e o u n c q d i o l e í e p c d i o s l i a n a D d s o i l l i – i t ã b e z e ç a s u a c r e a c l a t d i o i b o n m s e c í a o d i c u e c e d i q a r á n c d o o u á r o c e t t t a d a n o e r l s ã d i e a ç e e s a t o a i s l e p r e i i n u t t r m o e t n t í f o i é e o a S E C T S T c r 1 i 1 3 4 2 2 o . . . . . . m b 1 1 2 2 í 2 2 a l l l l l l u r L a a a a a a e q i i l s i r r i r i r i r r i o e e o o o o o o i t t t t t t t r d a a a a o a a â b o a r r r r ã r r h í c l d i C i o o i o o o o ç u e í v b b b b b b a r m e i t d a a a a a a q t L L L L s L L r u L E A q e e e a – e e e e e n v o d o d e d i d d d d i d a a a a m a a u 1 a r o c b p g e i í d d í d d d e o d l i i i i i i á i m u c d d n v v v v v v í n i i i i i r i a u q i r e t t t t e t t m d Q E P d A A A A d A A e i n a   C     U    - s a s e d í ó d p a u t i i t o d s ã v n ç i t o a c r A o e ® l p d s t i n x o e n a i i r o P a r o l e r t e e d a p r w a o o e C b P l a o a o n L t s s ã i n ç e e v t e í d a a n m i n r e d i s e o v p e i s t r p x i e A p d a s o s a a l a c d m o i c t ® á t u o t r n o i e - . r p o t s i p o s P e c r x e l o i r õ e l ç ó e e l w a u p o i t r P o , s o s a e s s t c e a i a r õ t õ r o ó i s v ç b t e e a t t a u e L p n q s e e o e ã s s d r a ç e a u s r d p i d m a v A i o o e c s t r t l i A n a i a i i r a r a o d o a m t t c u a a r r a o o r r b a o a b a P p l L

s i a i r o t a r o b a L s e d a d i v 6 i t : A o s t j a e d o r ® t p n i o o n s P r i e e v w í o n P o s p s i e d õ ç a t n e s e r p a e d l a t o T

o ã ç a r t s n o m e d e d o o ã ã ç s o a r s r s t e e s v c n x a o e n m l m a e e e c v i d í e m s n t e í o o n u d s e q p o r o g s i e u e ã i a o l s q D d ã e e o r ç r a a t ã – e d â s ç o a i v o e l e o i h i a d r a a a t r ã b C e b n i r e a ç í m c n u o r l e o l a l i e a i e e c a L m ó i t ã o t t e b ç c e d n u i r u s s s e q i i v m u m a a a d í e í m e s h i e t a d d i r d d ó n u t t o e o i q e i o a o e m o r m o o a d d í p t t l e ã p e u ç s g o m e n a i o e c u i i t t s l u i á e ã d r i o t e n n i n ç e o D s m r b o n e u e i a a m o s a õ v – a b r í P l t q ç E d - d i p s n i d g e o n o a - s o o x u o n t a e e e e s e e c r o r o ã d a i e q R s s E e r r e e a ç c c e o d v c a i a o a a o a l á d – B b z – e a ã i r d d d d d p s s d 2 e e n e e ç 1 i p o l o l o l o l o a u l i e l o õ õ l i e o s o o o ç ç o b d u u u u u o d d c l c m c l c l c m d u a l t a a s l l a i i c i c u e e s á á á á o á o d i Á Á A R R D o S d i C C C C C C C n n U        U       

e m d o s c a t o s ã o ç p a o d r i l p o s m n o o c c s a e h d c i f s á e r d a a z i d l i i v b i i t n a o p s . s a i s d d e a t a i õ ç n d a e é m s i e m r i t n p a l a u s m a o s s ã a s o d s r o o u t ã c a ç r e a r a p m e i m d o n a r ã a t . o s ã ç a e ç a o c i a r l m d a m a p o c l x a s e . e E p e õ o d e x d e ç v d a i e s t l a d o i i a m a i r n c a í i g n e f i o l u c a t r g e i o o s n p x i A e N t O e

o c i m â n i d o d o m e d a n i l p i c s i d a d s o s d e ú õ e ç t a n m o i c n s A i a p i c n i r p s o

0 1 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s e õ ç a m i n a e d l a t o T


e o a d d a o t o n i d c e í a i s c r c e e n r x u p e n a e , m o m i u f e m r o d o c p o e , ã s e s ç u a o l i r a i c o c s i i n í n c r e r i m r e e x a o e , ã ç t e e o a d d i v m a s t i a a n a s d r a a e t a z e n d d m i i a n o C n a d . a . s o e r g o s e s s õ m m a a a ç x u e e e p l o d e s a s , o d o s e m R a a d s i a a r t g d p s l o s i o o c o o í m p i a c r t s c e e a x t õ m s e ç o e o a c d m u , d i o o n o i ã a e í c ç u s m c r l a a e o t s x x s E e e e r

5 1 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s o i c í c r e x e e d s a d a m i n a s e õ ç u l o s e r e d l a t o T


s o e ã s ç a a b r e t u s d ? o a a n s d i o o o l i u g ã m d i b á ç c e u a a l á d o r o t ã e s m s e ç d u n d e e a o r o d o o t ã s d e m ã ? ã s ç ç a o r d e s a n u t z r z o a i o d d e t d u e s o r s n ã i e d u o m e v u r o ç c o - o i e r d s s i a s d a d e o a r r p a o a n o t ã o u d u m s b ã l o ç e e e e a e e q e n e s r q a d v d a z o d r í b i d o s o e s u m e e a s a ã t x v n o d a d o n z i o m s e a l a a e r p e i ã m r d b d t d d n s e i i ç e i e t v x u t e e c l o a l s D e s i d a v o ã a s i u o m s – r ç s s q o e í n o r e a l d s ã d n H d o e u m f a m e s o t O o q d n e e r s i v e õ i e p e í p o p ç t e s p i s i s a v n i e o a r a e n a c c e e a D d r í i r b o õ e r m a õ a t l r p i ç t m e a – ç r n s u í s p c r u e a i n H H f i a e l u r q e e o i a e v e D q p e r R t d v c p p t o R e r r n – í r e e e e e e o t – t o – c n d d d c d n 2 o l e ã 2 s ã e o o o o d i a o i ç ç l l l o o l o e a e a e o p s u u u u l e d m i l c l c l c m m c m d u i l r r m a o D á t é á á o o á o a i d i C – C C C C C C C d i T S o F n n        U    U  e m e d u s s n o a t t s a s e r t o õ s p ç b o a a r i r s p a i v a m o s m c a s u s s o a d h s ú c i a e f r t á n a r s a i o l c z i a l i e n b a d i n e m o . p s e s s a g s i e e r a d r z o e z i o d a d i a d n d d l a a n l é u e u r g r m m p i m t i s i r a l S a u s n a m o o i o s s c d o o a d s l n r o a e t r l u t i c a i r e c m a r a e f p e t i , d o a m o ã r m ã ç e e ç a c p t i a s r l s i o p s e l a r e o o . p x d d d s e s a a l n o e o u i x d i e a í c l m m i c p i s r r u e m s t e o g e x O d c O e

a r i e d a m a d r i t o t r u a d p a o r a p h l m i n a u u c i e a g d b ó a a l o i d c d e v o a e ã ç d d u d o o a l o c g c r i e i P P o m - C - - d í u o o t o t a q t n u u u i e o n n n f i i i i r a m m m c b í s l i m m m e u u u u d q n n n o E a d a a r i – i r i r a a a a i 1 h h h c m e n n n í e e e d g g g u a n n n q d i E E E A n U    

3 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s e r o d a l u m i s e d l a t o T

o ã ç a a c i r t t u s ê n c o a m m r e a d f e a i d r t s o ú ã s d s r n s i e o s v a a n u o a g u n e á q l d s a e m a e t d v e s í i l n g i a n u e b r m o r u r e l f e p e t s o i s i F S D s i - e s D – t o o – o n t t t m s u u u e e a n g n n i i r n i s i e c m o m s m e t õ s e g l a m ç i a d m m p o u a s u f s u g u s e a n o o n á n o R d a d d d a s a i r a a i r a i r a – a c c c d a a a i 2 i h i i h a h c m n í m m n z n í m e í í e e e e d u g u u g r g u a q n q q n u n q d i A E A A E D E A n U        

s o o d m ú o e t c n a o c c i . m a e í d u m o q e ã a t ç o i s m d o a a p n n i x o e i c m a l a r t n e e e r r d o s s e s o e d e d f a s o í c o r v i c p s r i ó t o e t t á s s i E h m r a i . e t o a a v r i s p o t o a d e e a p d s í m e v i V d t r e n o p e m a t e r e m u s p e s l o p m d m a t a i n z s e i l i s i s b i a e r n m p a o a u p s i o r o d m o n s f o a a i e d d i í m v u t s e o u O d q


2 1 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s o c i t á m e t s o e d í v e d l a t o T

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62

I I I s s a a c i c i m m í í I I I u u s s q q a s c a c s i i e e õ m m ç õ í í ç u u a a e q q e r s s r s e e s a a õ õ d d ç ç a a o o e r e r ã s s ã s s n n a a e e t d d x t s s e x o o e e e v i v i t t o o a a c c i i t i t i t t m m í í n n a a u u u u q q q q o o s s i r i r o o b b t l í í l o t i e e c p p u i i s q u q m s A A E E í u - - - q e e e e o m m m m i a a a r a x x x x b E E E E í l i o o o o u a a a a q r r r r E a a a a p l p l p l p – l a i a a i a i 1 i c c c e c n n n d e e e n e a s s s s s s s s d i E E E E n U    

o d i l o ó o c i s ã s m o r í t o o e u o ã u ã l v s q ã s r o s r a o s r e i e n e r v v l m v b a í e a u l a I I I i v n n l í e n l o u e e n c q l d e d d i e o l e v e a a í v í e p v í c d d í i i d n i o s l l n l i i i n a o n a o o b b D o d p s o i ã p l u l u l s p l i – ç i s i t ã s i o u o i b ç e D z e s s D d a s u a D c r e a – e e e c l a t d – r i o I – d d i I I b I I I o n o o m s o e c í i i a o d e e e ã r r i c s s u e s s ç b b c n e d i o a a a a í í q a r l l á c s b d i o b b d o i i u á o o c r u u o e t x q q o o t t u d d o d a a o d e e e r i i n q i l s ã d e e e i e c c c a a á ç e e s a t á á d o a i s s s s s l t e p s s s e e r e i n u i a e r m e e e õ õ o t e t n í f o i é e õ õ õ m õ ç ç t ç ç ç ç a S E C S T T e u l u r a a a l t a 1 3 2 2 e e e o o o 1 s e . . . . 4 . . i R R R S S b 1 1 2 2 2 2 s R - - - a l l l l l l a a a a a e e e e e L a m e i i r i r i r i r r i r e m m m m m m s e o o o o o s a o a o a o a a a d t t t t o t o t x x a a a a a x x x e x a ã E ã E E E ã a E r r r r r r õ E ã ç o ç o o o d ç o ç o o i o o o o ç o a a a a a a r a r a r a a a v b b b b b b r e r t a a a a t a a r t r t r r r i L L a s a s a a a t R a s A L L L L s n n n p p p p p p e e a – l o l o l o l l l e e e e e n o d d d d d d a i a d a a a a a a a a i 2 i m i m i m i m a a u c c c c c c g e n e n e n e n n n o d d d d d e i i i i d i d i á d e d e d e d e e e n v v v v v v i i i i i i r s s s s s a s s e s e s e s s s e t t t t e t t m d i E d E d E d E E E d A A A A d A A e n a        U  C     e a d m a e x E a o m e t a r b a u p s

o o ã n ç a r s o d » a i p e e r i r m p u q a x a d E n a o o s o a t r n u n a l e a p l o m i a i r c c a e n i h e n s o o . s p E a c a s r « o o s m i e d d a d a i r r n e s g e o t t e e t e t u n i n t r í s p s e o s a d e o a m d í d d u i a V z v i e i l i d t b i s a n é a o v m p a u s i r e d t a d s l , o a o e n ã ç d o l u í i v c o s a s O N e r

0 1 : o t e j o r p o n » e m a x E o a r a p l a i c n e s s E « s i a i r o t u t s o e d í v e d l a t o T

o n r e d a C . o s n a c i s t e á t r n p e s s a e l r u p a s s i a a i r r e o t c a e r u o s q i b i r a a i l n r e s o / t e r a d a r a t o d n b i e a v i l m t s a e l o s p e a d m í s o V a c d a o r t a . p a r s i s a i a o p r d a s o z o t i i e a r l d o t í b v a u r L e e s s - s e m m d e a a d t d n i o v p e s i t s e r A e p e t s A d E


6 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s i a i r o t a r o b a l s o e d í v e d l a t o T


s o c i r t é m o i u q e t s e s o o l c u i c m l á í u c q e s o i r e õ o b ç ã í ç l i a a u u e r q q e E a e – d d 1 o o e t d i t d r n a e c e d i A S n U  

o ã ç a r t s n o m e d e d o ã s e a d r c a e i v d m i í l a i u b n q u l e o l v o r t o s í ã e s n o l e s o ç e d u o p d e i u s o i r t q D e r - é u a s – o d s s ã a o a e ç r a o p m s d d a e e t b i x n s a e i o z e d i s d e l a i d m e d t i e s s u l i o b s o e õ ã l e d ç ç u õ i c a a o ç á s u e a r e e e q a e d R d e d o – o d i o ã r 2 ç o ã b s l í t e a i i r v i d z u e a n e r q d o c i I A P E n U    

i m s o a c p i c u n o i r e p s m o a , x a e i v e t r d a t s e o n d i a a t m p r a o d f a a s m o i u c e í s c d e r , r d e x a e a d i i e d l v o i d t s A s n o a c t s o m p e t o r i p m r 6 e p m e u . é t q s n e o o d c m a e a d u d x a e t s e d i d e v s i a o t i a g t i o e a l c d o n a p o C i t c

6 : o t e j o r p o n s i e v í n o p s i d s e d a d i v i t a e d l a t o T

s a c i m í u q s e õ ç l a a l u n a q o n e i o c i e a c d e a r e e r a s a a m c i e m t e m s t í i o s s u s i s q s m s e u m a c l x a u e u e c d e i m d o r m m i e í o r ó i f e u b r í t l e n q b i í l d e o u i s g ã q u a a ç e q o a v e c i e i t e r e r d e a m e t o d í a i o ã d t e m u ç a n t u o s q s o a c n a t o a c u a e i d i a e r s e m t r i q t i d í a o m s m o u s b í í e d l i t q d l i u e e n o s u q õ t o e e i e t t q s ç r n n ã E e a n m b i ç e i í e e m – õ l c a r r g d i r ç e o e o a n u f 1 a f t u i l e e n e e q d R I R R E D Q A a 1 . 2 . 3 . 4 . 1 . 2 . 3 . 4 . d i 1 1 1 1 2 2 2 2 n U        

o ã ç a r t s s e s n a o b o m o ã ã e ç e s r d d a e r e t e s d v s n o a o n o ã l d i c m s e r á v s e e í e d e v n s d e o a d a b o n p s ã l i o e e D ã d ç a s v z r í – e i e n e n s s v o s o o i a a a p r s b i à t d n i c u á o l D i o e – o s e r d e ã n v i o í í ç c s e d b n s e i a á o s o l r s s t o u a ã u p a e o ç q s q c ã e n s i b õ a i s a ç z o D e ç s á i e u a d a b n d m – d e , o e i e s e r I s m s r s s . e e a a t d a t d o a s e o n s i u a d d d i ã i e c s á g t ç c s i á s o d á a a s n ã m s d a t i s e a o e a d c r s d n x s s e e o o i o o s v u o b e u o ã e ã a a q ã õ q ç d d ç m ç ç a a a n a a a s z o l s i z a r s e e i ã e e l s t t s o i R õ n ç v o o a í õ a e r t i – ç o c n ç t e n o c i u t l o l u u p n 2 l u p p o e s m o e o e s S A A S N A i d d C a 1 2 3 4 5 6 D . . . . . . e 1 . d i 1 1 1 – 1 1 1 d 2 n     U   

a d a c r o p m u , a d a c s e õ t s e u q ) o o c n n u i c l a ( s m o o c v , i t o a r n u e t l a n i o s e r t a s a e p T s i e v í n o p s i d . s l o a u v i t n a a r m e t o n i d s o e t ã s ç e c T e s

0 2 : o t e j o r p o n o n u l a o a r a p s o v i t a r e t n i s e t s e t e d l a t o T


63


64

o ã ç o m e r e s a u g á e d o ã ç o a ã z ç i l u a l r o e s s n i i d s m s e i s a e e r d s D o e o t s d . s u s i d e e a e d s r c o a s d e r o i s p l i d e b s e e t s u o n a l d d a u o a a t d d g s i i i á l e p i x o s o i c b u a c e l e i o d d m r p í e s a o ã v ç u d a i d t a q a z o o s o l i i ã l r ç ã e e t r a b a ç a n l a r e í i m r e ç u r n r e i u t l q o l o F M E F A o p 2 . 1 . 2 . 3 . 4 . e 2 3 3 3 3 d 









s a c i m í u s q a s c e i m õ ç í u a q e s r e s a õ d ç a o o e s c r ã i s n m a e í t x u d q s o e v e o i i r t o a b i t c í l i i t í u n m q a u E u q o – q i r 1 s o b í e t l i d e u a p s q d i A E n U  

s o s o e u d q a a d i s l i a o b ã l m ç u e t u o s d s i s e e r - d m o e e ã o i r s s ç b e a a í l õ b i i - d ç o u a d x q e i o e R c e e d – á s s s 2 e e e õ e õ õ ç ç d ç u a a a e e l o d i R R S n U   

a d a c r o p

) r o s s e f o r P ( s o v i t a r e t n i s e t s e T

m u , a d a c s e õ t s e u q 5 1 m o c , r o s s e f o r p o d s o v i s u . l c l x a e u n s a o m v i t o a r d e e t d n a i d s i n e t u s b e u T s

5 : o t e j o r p o n r o s s e f o r p o a r a p s o v i t a r e t n i s e t s e t e d l a t o T

s e m a x E e d r o d a l u m i S

/ t p . e t . 1 1 s a l u c i t r a p o g o j o v o n . w w w / / : p t t h m e l e v í n o p s i D

m a t n e s e r p a s e õ t s e u q s a s a d o T . r a t i c r e x e e d n e t e r p e u q s o d ú e t n o c s o o d n a r t l i f , o d u t s e u e s o r a z i l a n o s r e p e o l e d o m e m a x e m u r a r e g . o a n t s u l a o p o s a e r e e t i d s m r e e õ p t s e a t g n u e s m u o a r r s e e õ f ç a u l t s o E s


. o l e d o m s e õ t s e u q m é b m a t e 5 1 0 2 e 0 1 0 2 e r t n e . s i s a n n e g o i a z c i a d N n s e e r p m a a s x a E r a m d e l i m o s a r n í a o s c e a r u a q p s l a e u õ a t s e e d u a q l a t a s n a e s n e o r l p á a z i s l e i t m u a á x r E e e d d o r p o r d o a s s l e u f o m i r S p O O

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u S

r . a o c i i f s d s i t a ó e s n i s e c e a d n d i b â t o e e s s i o . b d i . o n e u x s s ó d i é s r o a c g e d d i i á o b r - d h r o i e d o u o d i d ã q i d o h c ç d a o ã e á i a l ç d s c p s a o o o o z i t d s t m s i e n e n a d r x o e g i o e u a m e l i c j o r c d o n a o o e o d c c i d h n o s f i n n e ã e l o p a z c m ç r i a l m i s ó a p z t e o n i e x u e n r , f o d e s a i e o d e i a o r l ã r r d a e o ç a l a e t t s c s a d i i u r l n c r c m a p é e a r l u l p x v p o C a o a . E r t f E o a . 1  a a  m 2 

1 1 s a l u c í t r a P e d o g o o o J ã d ç n o s a o i a e v e H ã i c i o o ç c c õ p o d s i a é n s N a e z s e s s e p i r g i o d a s o n d r u a e e d s c j d i o p f i s i e n e s e a á r e d d o i e o b e d s , c d d õ l d o e ) , o r s ç a s s é s s ) d a l a o v a s o o o r a s m p d u t s d i p d e c i . i t a n o i a s x o m m . f l t q c a i e o á c ã ó u e a i e b u e c n r ç f i s d a é x s g m M s m s a i a e n i i e n e a . o s a s g h c e o b s c o õ m i c o m ç o o a u c s e o s o i s s t b u r s q d l s u m r n d r - a i s g d i o o l r e o n o a i u c a t é d t i s a s a b c r d á e d o u e r i r f , a l a e , e a s m c n t d c r r p c n o e . i s o i e á i H a s c n s d r a s i o l i o ( a a e p a l s s c p O ã o t a a d r l , x e e b i p ç s c n i d e H t x c i a E - g I õ õ e + u u o a ç ç R E á s z j 1 m o i 0 O e d a a í O n ã 1 e e 8 . 3 p n 9 . e e n . i . u c o 1 ç o 1 ( d i á c 1 q R R 1 H e e 1 d a r o l p x e e s d o s d i e c õ á t s e e d g : o u s ã S e s ç t r e a . s z a i s a o p n e s b s o r i s a a . u e u e b c s a d e d e o m d R d o e i m t o t i c e e ã Á o c ç a e n i a d i r o c b d c i o o v o s s i i d s d s d o o o i e c ã e ã í ç s e ç t t r a r a a c e a c r i s p e m p l a x i a p n . x b a . e A 1 E e 2 3 

a n i 5 g 8 á P

. » s o e ã s ç a c b e s e o t a d n n e u j s s n o o o d d i c i r i c m u á e , q e a a s d l a d u a s o c ã a o e t ç e a d d n z i e o a h n l m l o i a s a c I . b e a h u m a r e t n g s o o c á o a i m s d c í o o c o r c r a ã e u d x o i ç e s l a z i s o o n o n s n o i r l u o a r a c o t o s o u l d A o p n 2 x . E m a i 1 o s  c v «

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J s o e v t o n o a ã N t ç s o a n z d s i o n a c a i o c s , s i i d o a e é s m e s d . í d a s e o m u i u s b e d q t s l a q a õ a s e u t a d e õ i ç m s s e c a u s m e i a e õ ç r e s M m s a r e p s a o a u d x b e s m t e b q r u e s - e a i s d u o r t o s d c n , a v e u i e o i m c v e r t o s d i e á e e e s c p z r á s s r e o s d s p e e c d i e õ õ E r m e r c ç ç 2 o u a s a a 1 e ã ç e e . u e a e a R R 1 q d e d r o l p x e e d s e õ s t e s s e a g b u e S d e s o o s r d u i c c á e e R d o ã ç a z i n o I

e d o ã ç a z i n o i a e r b o s s o i c í c r e x e 6 . s e e d s a e o b d t e a n s d u o i j v n d i t o i c A C á

a n i 5 g 9 á P Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

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o d o t é m o l a u q r i t o u ã c ç s i a r d o e l p a x m e r u e t d a s e m õ o t c s e o . g d r a u a i u c t 1 S e n f 1 u e s n a e a l u o o c í r ã o ç t d a u r r l a a o i l P s c p o n x e e r u d n E e o E  d

s e õ s e d o s e d r a t p o i r ã x c ç s a e s e z a a i n v i e o i t s e e p o s d d e s r a t e s l a u õ c ç e . a a f u , e s q a d o e u a g d d s á i a a i d o m c s s e s a o a a b o o c n i e ã d e z d ç i a t s e r u c e i i d l p i o n n , a c s u r a e a r n e u d e a t e d d o e o e n f t o r e c i t n ã a a é a ç c t s c a a s r a t e a s õ o n p e ç d o i c e r D a c e e P  r á d

g o J s o e v t o n o a ã N t ç s o a n z d s i o n a c a i o c s , s i i d o a e é s m e s d . í d a s e o m u i u s b e d q t s l a q a õ a s e u t a d e õ i ç m s s e c a u s m e i a e õ ç r e s M m s a r e p s a o a u d x b e s m t e b q r u e s - e a i s d u o r t o s d c n , a v e u i e o i m c v e r t o s d i e á e e e s c p z r á s s r e o s d s p e e c d i e õ õ E r m e r c ç ç 2 o u a s a a 1 e ã ç e e . u e a e a R R 1 q d e d r o l p o x ã e ç a e z d i n s o e i õ a t s e m g e z s u u S d e s a a r b t o u s r e o u u s q c o e s d R e õ i c ç á a e e r d r e v e r c s e o m o C

a n i 5 g 9 á P

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a p o a t d e s a a d e a n c í l a a r s a a P . s s a a d d o t a r e e d m a d u a n h s l a . a e t p a t r e t o d e o s s o s p a ã a u p ç n s u o e a l d d o o s n i o s s e d a r a c i u p a l c á o r , a ã s o m ç l i i c u u a í l e t o n c s s A r e i e x x R  e e

a e d e r b o ã o s ç a i o z i c n í o i c r e x a e m m e z o u u i c d í e a c r d r t e x o e e s s u e a q d p s a e d a õ a o ç s a m u . i s q s n a a p e e s a o o e b ã ã d ç ç e u l u a s l t i o o s o s r d e e c s i c R R e á

» s r s a o t d u s e a e o n n d n e o u i e l c s s a o e a l c d . s s i s o s i o á c o a d b á n ú , e t u a l s e a s t a d o o n d s p ã o i o o c ç c á r p s s a m z i o o e c d a s n d I o o a a e t . s u a d s i . e q v a o i t a u t l p n s g í a u o s e á r a a a p o õ e d ç d e d m u o d o o l a ã a ã c o ç l S ç d u a i l s o 1 a v e . z i i o e t d s 1 n í « a e d o v i r o a o o s r a t t x r e a r õ e a s t ç u o . i A z l c n i p » l a e i 2 o o t s . s n c r e U s 1 s A P a « a m  n e b   e

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o d e u v e q t o s s e N n a , i s ö o s r c e n d B â s e õ a a e t i s b ç s d u d b ( o u l é s o a u o s o c r s s m i u i n e o s t s q a l d ó a i u u a t c t s e s c á s m e a e o r h n a s M m s p o o d o a a c e i m s t b e H r - r s i o o r o c p u s e a c d i t r r o e r m c a a a r e á r p u t a s . n ) a s s a y i s o c r e e l a i d m m s õ õ p w e r ç ç o o a a A o d e t u ã e e . L o e q ç R R 1 e p d a a r o l p x I e e s e a d b s e o d õ i t c s á e s g e u õ S ç a e o R s r – u e c e m R a x E o a r a p l a i c n e s s E a n i 8 g 9 á P


e a r m a u n o o i d c n . l a i l t i a » e r m n e o r i e c m o a p a n u , N x l E a s e o o o d i m a a r a d x a e n e t p i e E l r o a i m p a c r a r a n e p s p e o s d o s e ú ã E u ç q « l e t a r l n a a i o a i r r c p e o o s r t t p u o u t t r r o o o a h c e e l i l d d í í p e V V a m

o ã ç i s o p x o e i r a b í l i e t u n q a r e u e d d , s ® t e t n i n o a t . P r s » e n o s c w e s o s a P a b o d e d ã o ç ã e ç a t a s n c i o l e i s p d c e r A á p 3 . e a 1 d a « o r o ã a ã ç z a i ç l c z i t e i n U s o a i à  d

o c ? ? a e r d o f ã a ç u d u o i l o c i o e ã t s s ç r a a a o b r f ? m o u l é o o u p ã e e x ç z s e u d a e ? l w b d e H i K o c d u a e s O s a o e : o e b m p e õ o d d K t , u H i e a s ã ç c e e a á t K d p n e u t e q n m a t r H r e s s u s t p t n e n e o n e t e e o r s n p c o r o i r a l ã u a a a ã i u ç g à l u ç a a c l e a s l l s e e v a r a e t s r a d c r a o o s a o a l r p é l a m m a u v a z u u s i o o a l i t o C r t Q C Q U m  a    o  c

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J s s s o o s e e s v d t e H i t o s a i o n õ o n c p d e i s a . a ã a á N a e õ m t s e s t o d a ç r g ç s s e a ã o d a o s u a u H d n i s s r z n r l d s c j d i t p p s s i o e n o e s r o n e n s c a c a e õ e s á r e a e e o i e o b o , s c t s ç p v i i d s s c d d õ s d õ x l . o a u a e e a o a e , a s ç o l r s ç a s e c é s m s d i . d í d a d d i u ã o s v a l a o e v a o a . o r u s b s e s i r l m p p c c ç s e e o u t s d i i s ã e d e á q e o i s a z t s s e t l n q o m l a a r a e a c õ . m s a a o õ r a s r m e e o á õ t d r s o s d u t o o e u l e v c i ç b a m e s ã c ç e n H f x s õ a u e c a t e ) ç d m e s i é e m s ) a a a e n ç e e v p n r e a m s u o s s z c s M m s c o a r e p a s e d e i q ê s r e o b õ e c n o t o r n t ç d o u s a u x s s e b o o s o r d n r e s e o t u m e q b q e a a s c a m f i l d u r r o t n a e s i i a u l n b e i o r e o a d n b s p o c t o s o a c e u d c s r q a a i s s a r a , v a n c a u n r d á e n o d u u t i n b e e , v i o e e , a o r o a f m o s t i v s d t o i m c o r r . a c e s c d g t i i r ( c c d o e i i n n e á i e H a s e l l s s z z e s r r c p a e o e e e t s s s c a p a d p o s o a p v á s e l o a O p a c c r o d e d p r i e l , x s x e e b s d d d e t d g e i i i d i t e e s e E E R f E s D e õ õ H r r m i e u c c c c u a o r a ç ç R + O e 0 e j o 2 e u s a 3 a d s 4 á v t 5 á p a a 8 O p n 1 d n ã i u r 1 1 1 1 a e 3 e e . e . e o e a . e l o . e s . c o . u e ç d d 1 d e f 1 d e r R R 1 H e e 1 á c 1 q d e d 1 d ( a r o l s z p e o e x t d d e n i à i n c e u a e o g i t d r e e e s o d s b í c e z l s i s õ e a a t s r e u e t d o i f n i c s q s c a u e e t m o a a í b g s e e r u e u e n e d b q t S d r o s d o s s o c s e e e e f a t s t õ e d o n o ç n s ® s t a s a r a d a e t w n s i u t s u i c b r K c n á q o n o l e o u e o e P e R c d r b H c s o a a o v e s K O s s , a a d d o w a p d o ã d s i o K e c o é P o ç á o v e H ã a ã a e ã r i t p ç z ç r d ç a o e a n n e a t ã c o d o m i : n ç s d i i a l r a e ã e a o o p o d ç t o m i ã l d i f r A c ç u n d e a n i n i i e ú t d a c s l 3 f . s e e i a e l o e c á e t 1 i b r n D s D m R C p o a o u A c  b  c o   

a n i 0 g 0 á 1 P Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

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o d o t é m o l a u q r i t u c s i d e a m r u t a m o c o . d r a a i u c t e n f u e n a e o o ã o r ç u d a r l a o i l s c p o n x e u E r e n E  d

. a t e l t s e a e t t n e e n a u d a t q t e s é e f p f n a , i n i i r s o s l e é e t d c p d o a m s i b e x m a e e o p i c s r c u o n r o i r í p r , o p l v , c s o s o e o m , d g o c o o n e u s ã f d ç r a í i ç v . a n z i u o s l r e o d a i t t s n u s e d é i c a d s v s i e a a a p u r m r t a u a m q p l g , r l e r a e a s d i a r o n c m o d e n a l e n p a z t x l n s i s i g E i t E e i r  u  é o

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o d v e s t o s s e s N n a a s i b ö e o r c n d B â u õ ç o u a e t l i s s s d b o d ( o o s é s d a u s i s o c c m i r á a u i u n t s e q l a a ó o s u t t c s e m a m e s r h a e o o d n s M m s p o c o a i a c r H e s t b r e a p r s i o o r u o u s e a t c a r d i t r e m c a a m a r n e á r p e i s . s s a ) d o y c r o m r s e e l a i d s e õ õ p w p t ç ç o o a a A o e e u ã e e . L u d q ç R R 1 e q e a a r o l p x e e d s e õ t s e s g a u n i S c s i p o s r s a u d c a e c R i m í u q A

a n i 0 g 0 á 1 P

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a n o s a . c o r e o t s l c e e n d , a i o d ã ç a a z i a i i l d t u o r n o a p c s i a n m i í u c i q s o a p c i t d e á o d o m ã ç ã e ç t a e z i f l o i n e t i d u s í e V A d

a s a e z d e r d o n l a r a g v s o a e e + s O o 3 d H e a t d l u o c ã a ç f s a r o t d n a e d c s n o o c o o a ã d o ç i a u c s l a n c o s u e e t r n e s a o e d n n , o r r ã a a ç c i n a r a t s a e m r p e . D t e e H r P  d p

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o v o N . o H p d e t e a n a d i s e c d o r i é s m n l o o a ó m a i u v i i t s q n v t l e u a u a t a t e i g o m e s a e t r s n s M m s a d i o o a u h e e s t b r o - q s o i r u o a ã ã s d ç c ç i u e a l m c n r r o o e á i t s s s s c o a n e a l e e d c e õ õ ç ç R n m o u a a 3 o ã e e . c e ç R R 1 a d a r o l p x e e d s e õ t s e g u S H p o e s r d u o c l e u c R l á C


a p o a t d e s a a d e a n c í l a a r s a a P . s s a a d d o t a r e e d m a d u a n s h l a . a e t p t e a t r o d e o s s o s p a ã a u p ç n s u o e a l o d d o o s s n i s e d a r a c i u p a l c á o r , a ã s o m ç l i i c u u a í l t n c e o s s A r e i e x x R  e e

a a m e r u b e o s d o i a i c c í n c r ó e i x n e e g o r m o i u d i c h í e c r d o ã . e ç H x o a e s s r p e a t e d p n e d r a a c n l o d a o o a c v s m a u i s a n p e e s a r t o o n o ã ã e e ç ç o u l u o l ã ã ç ç o o u s s l a l e e e o R R r s

o d r o a t c i é d m n i o a l H d a p n u q e i a r o d i s ã r e . t ç o o H o u ã d a l c O ç e s a r a i v p a t l d u a o e e r e c d r d a a i r a r t a f o s i l s t m r n e r o a d a m u v d r p t e a e s t o a d a , a , e r s C b m ° o a d , o o n 5 d c o o i a 5 i d m u . ã o r c g a r á e á d a ç u i d s c e a u l t i n e a a o c t o u d d r d e s n f u a e u e r n e a o ã t n a g s ç a a e u o a a r j d n o z z e o p n ã o r e i r o ç ã a d n m o c u ç c n o d a r l i e a a t s o o a a o i l e t r r r c p s a s g t u a a e n x e p a m p u E r e D s a e u s e r n E  d P  e d a o

s a e n í l a . s s . a a t e s d r a a o d r e p o t m u s e u e d n d a s i d a o a p d h a u l t á a t e e s m o d a u s s o n e a ã o t p ç d s i u n x a l e a o o c i a s s l p s e a r c , a t p a o i e c o r í a ã a s i c ç l r d u a e a c l n x o s A e a r e o a R  d P

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J , o s o ) s . v e H ã o o o o d ç õ i p d s a i ã N ç z s e s x a a i r g e o d a o ó i n u a r c j d s c d i o i e d s n p s e i o a á s d o e i e r e h s s o b d d õ l d e o i c o , ç d r s é s a s s ) d a a o v o s a e p l o r n m i d u t s d i p d e i s t s u n q o a a l o m m . l a a c e o á c c u t i b u e e c f n ã s ç i s i m e s m s a a e n ( a é x e n e b a o z s M m s c o g e s õ i i c i o m ç o a s s u a n u d o e s t b u q n d a m l s g s o r i s i i o r e o o l e o o a c u s d a b s c r a d d r d á i n , a a e e o n a , s m c o t r r c e o . i s i e á i ã a l H a s c s s i o ç i p a l s s c c p a d O o a a a d r l , x e e i b i p n d e H t x c c e E - g õ õ e + u u o ç ç R j o e E á o s r d a a 8 O O e 0 n ã i e 9 s f 1 p n 3 e e . . d i i . c o ç R R 1 H e e 1 ( d d 1 á c a r o l o p x e e r b e o d s s o e i c õ í t c s r e e H g x O u e p S e o i m d c u í o e c e s r d r H e u p x o c e s . e e d e s H R d a o p O l a a p u d e c l a o d á s m C i s e n a H a p p o o e ã ã d ç ç o u l u l l u o o c s s l e e á R R c 

a n i 5 g 0 á 1 P

o ã r i ç e i u t s l r c o o n p p o . x u c e e s l a e u o v i q e t m í f s n s i o t a c o s r p u u . o J é ? d » ã ç , s o a i a ® r ã r t a ç t o s l n i e p u u l e o d x o P s n r s e a u e a e o s d w o m a u c o u o i P q ã e s t d á o a s ã s e b b , ç e u K a a q t õ o d i n ç u e e c t e l á a s o n i : K é e u o r S p 4 . g ã o o a 1 e o ã s ç ç a « a a u t d l r o r n n o e a ã e a s z ç i z s b i a a c l l e i i S r t e t p e  s U s U a a  d  à

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o v o o c i N s o á d b , l a i o s a s s d d a o i s s é o s c o e á u r d o m i u r o z s q l t s q e l a t a e e a a õ u t á s v d i i r s e e s m c a õ o a s a o c ç s M m e s n e d o o a u e l e d e s t r o s s d - r s b a i a e a u t o s d e s c d . e b t i r d e n i c m c p r o i a e á r o m s ã t s o r e t c s a ç s s t o u n b l e e n u i d o e o õ õ I e s c ç ç 1 n a o s s d s a a 2 ã ç e e . u e a u m a R R 1 o d d o e r o l p x e e d s e õ t s i s a e s g e u d S s a s o o s r u u q c a e s R e õ ç u l o S 4 . 1

s e t n i u g e s s o

a e e a c t r t r c a a o r r o f f f f e e e e e r s s s s b a a a a o b b b b s e e e e o o e ® e t t t r c r c n a a i o f r f o f r f o P o o o o r d e i d i d i d i c c c c w á á á á o e e e e P d d d d o o o o o d d d ã : d a a a ç s a v v i v v i a i t o r r i r r n d e e e e e ú d d d d s e l l l l e a a a a r t S S S S p n o     A c


69

e o t ã r ç a i o s p m o u u p s x . o a r o e » a ã ç m a s p l e e o e s c e o o t a t d s n b o n a e a ã i r e ç o r d u d a p p a i d e r ? o o i c o r o r , o l n é p e ® s d p t ê t t o x l a a i l r n n a e i d é c i e u ? v o c e t e o i i o m u P d ã t s r á a q ç e a é c e e s ? l e i b a ? d d e f l e a w e e s a õ u o u e s o o t t t d d a r i P ã g Q a o b t n i ç s e c ? b - r t o a o a a u l á a z n o ã l q r o n m u ç i ã d o d i i t i i o a s ç a u c t d a c p á m t r e t l e á t r r n u n o i a t e ? e e i r o s u c i u t r i a ã t i s o l a g u d s t e i ç : N e d c n i n a a u l n r 5 g a d i o n t c u l ê p . e ã o c d l r s s i e l a 1 s ç c i e a d a t i v a c t í a a « a t e d u n v i n i o a s q r o r n u o s i l u q m a ã e a r m m m o m a z z s i ç p q i u e o o u u e c l l m e t i i E C Q e e C e É e t e t r p    d d d d U s U   a a  d  à

s o o d i s a r o b n í n o i u i l l c u a e q l . s s e s o o e o a d d n a ú s u t l e a s t t e o s p n n o o a o r c t s m p s n . o e o c d d o c » s » s a a i e s e t d s s a a a i . s s e d v l a t i b e o p n o e d o t u í a ã s ç d s r a a p o a e a d e c i s s e o d m l o d a o p o u a ã l c A d ç a i q d u s o 3 c a i l e . á s v i o e t 1 e d e í « a s e d v s d õ o ç a r t o e o l u r a x r õ ã a r e ç ç o a s S l i o t z c a n i p z l e i 4 o i . a c t s n 1 n o r o U s A P a i « m  n à e   e

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J e o d v e s t o e s N n s s a s ö o a b e r i d B c u õ ç a n o l u e â i s s o d t d ( o o s s é s a b d i s o c m c a i u i u á t s q n s l r o u s a ó a u t t e s c s e o a m a e r e m o d s M m s p h c n r H o a a e i s p t b r o r c a s u i o u e t o s d e r a o c r i t e a m c a a r r m i . e á r a e n s s s a p d m s o c e e ) i y o r d s e a õ õ l ç ç p r p t o e o a a A w e d u ã ç e e . o u q a L q e a R R 1 r o l p x I I e e e s d a s b e o õ d t i s c e á g s u e S õ ç a e o s r R u – c e e m R a x E o a r a p l a i c n e s s E a n i 7 g 1 á 1 P

70

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o v o o . ã s a N i ç e c t a o a n e e e s n u r d r e ê s l q t a e a n c r t a à a i i e e b o v s n s f m i s o d c i o - a u e n o a á o o é r d s b b d d q e u o o i - e s m a d d e ã e c o i e c n ç s t s u á d i s r e q l a . f a i a i a i r d a H s e u t e c d o c u o á s n e t i c O s o o i t g m e s a d a t c r i a s s e n a o á o s s b n à e s M m b c d + a o i s p o o o o O o p o g e s s a i d a t r d a g d 3 r i n u m e s i a ã H c o ã e i i u ç c t v j ç r r s á e a s á r a c n o á l s . r a a r e z f e i i o o i e u o o c c s s m r n õ ã c t e d p d s r l i i a s o s o ç t r a o e r s s t t s a s s o e a e e n u o e s a m c s p e p s d u e õ õ I e e r A m u x A ç ç 8 n r a 9 u h e 0 m q r o a a 1 t n ã ç e e . e n m 1 . e e m 2 . u m o a d e u d n e a e ã s R R 1 1 1 r o l s p e x t e n i e u d g s e e s s s e a õ b s t s o e e a d i g c o e e u r n ã S s b ê ç l o o a e s d l t a i v u c n i o u i s a q t ® l t r á t e u e e n u d t i i c d t e o e o P o e d s R ã r a ã o d ç e t v ç a a o n r w l z i d o u l o u a p c t a P l i e r t u t d t o u e i r o o t e ã : d r a ã ç s o i i n ç N a u 5 t o t i u g m . t n d e r r 1 s i e ú c n e t n s e n t s i e o e t o r n C D D C p o A c     

e a r m a u n o o i d c n . a i l t l e i a » r m n e o r i o c m n e p a a l , N x u s E a o e o o d i m a d a a r n x a e E e t p i o l m e r a a i r p c e a r n p s a p e o s d o s e u E q ú ã ç e « t a r l l a a i n i o a p r r o c e o s r t t p u u t t o r r o o o a h c l e e l i d í d p e í V V a m


. o ã r ç o a z d i a l c i a t d r n i u , e o n d e a d l o u t ã i t ç , a e t e r n e a l a i u c t i t n , ê o l ã a i ç v a u l q u e t i t e s d o o t m r n e t o p s , o e s r i a e t n b r f i a e o p D d i a c . 1  á

) l o o a s i i g a c d m i n n ó o o o n e s i l c d u e e o o a q l d c a i e e m u r o t p d o u i l d d d t í i o o o r a t x e v d n ç o l ó d n a r c r , o a o a d t e i n p o t e e h o d o i i n t ( . c s c r a ) a i i l n e á e t o b d g u d t n c e a n i i i o a r r t n d l i t d d a i í u e o e p c r a t s d i é s r á o t a l a t e a a b r c o e p , c r i ã d o o a o o ç t m c d d a o d í i l i e ã i c c u r o c u ç á u á á t q d i ( b a t a r o e l o t e ã d u e a a n t ç a t d n d e i a . e t d a a s l c l i o t u r a o o n c u t i o t i b i n i d f e t d c i a t á n e u o a ó s a e r d . r . g o q ã ç . m e r d o s a t o a a o ã u d a e a e i c ç r r d n r t d r o n a n a a a m o l a a n l e ê s l d i n l l u r d i u e t t c l u e i r u i a r a c x c e o c t v a m a l n o i l a m ó i n i n i c r e v l p i p a o l e a u A s a S d S C C o c a i u q a . . e 2  h  e  q e  d 3  e s

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J l o a s v z o s m a o o s o e d o ã u i c a i i d d N s d ç a i a s s a i c e a e a s c c g á o t s n e r e a u á e r e n e b r e ê u d j t s o l q , d a õ e i a s n à t a a a c d n o s t i o b o v s r n s s m i o d c a c s d m a i s n o o - r u e n o r o o o e é s c o o d p t r q o e d d d o a u á o i c e f s n p a d e ã e m c i u r u i s d c n a s ç q s i á e t e s e t q a a a . d a l a a a v t a d s m f i i r H s e u t á s s d i n u n c o e á s o u e t r s s O e o i e g s a t s t d u n m i a õ e c i a e o a c e n q a r s b c r s s M m s s a o - n ç o s c e a à + a o i o p o l o a a p o p o g u l b e d m s s t b r o O a r o a e 3 d r r i e ã n e s e v a a i o r i o a d c o ç e u t ã t s s d ç H á r s d n a r l r a c e e a s e d o . a u . i i d . r z e i u s i a ã . r d o o a i e o o m c o n o o r i e p l c g s s p t õ ã c s e á c d r i r c i o s a z ã i o s o e s ç u s e a s a e r s a s t e s s l s j e ç t s o t t o e s a m e t r a t u s e n a a e e b c n d c u n u n d i l i u r R I A x A o I õ õ b o b e o e e m c s e ç ç 7 e e 0 c á r 1 n s o 8 n r u h a a 1 d d e 2 t a 9 n r b f m a ã i 1 1 2 e e . i . u o e m c . e n m . e e m . a ç R R 1 e á 1 d e u 1 d n e 1 p e d 1 o c d e a r o l s a e p o d m . x e s u e r t é l e a n v o r v d a a l o r l s t o u t p . e a d i x o õ , e t e ã t e o s ç ã e d e a l e t ç g t a n e i u : l u t s a m i S l u m t e u t r a i t t l t u e r o i t a p o v m o a p a ã s c u e e i r ç m s n r e d d a . u l u ê ó u s r c u a o o l t e q e e e t t t ã m d ç o R i r T m o a n t s e r a t e ã v a r e o n o v t o d o i e d ã o ç t l n u c a e a ç d a e i d a r e r r l c o d z i b u d e i i o l n d i v r t s i o v i t n i a o e t s a m I i m S e d n r c , A s r – o s – a a o – o d d e i o c ã o e a t í d e r o l t ç i t t r r a a ã u r c l a a e a l a r t i u p m c p u ç p e t x i e n l a a a m m n e . e . i o . i s d 3 3 S 1 A c 2 S e 


71

r . e o » a ã e t z r e i ç t o i s s s a p m i a o b u a g n l i p - s . s e x o o e e m r e d p d r a s a i c m i o r o á o e a e é c t s c o p v s e s n e o á s a u a a ã r õ n ç d i q d u ç o a a c d e r p . á o a s o , r l s m s ã e ® ç o o p a t s r t a c a x v e r i n s i d e r u r e é e o s t e h i f s a P c n s d r a e s l m o e t n s g . a a e e u a s d q d m w e t i õ o b t s a s o a s e P o a d e i i u p s s e o m i c c q u t ã a n i e á a q u n ç s s d ê u s q e o a n q a u I t t e u l v q . s n e t a u o u e n e p d o h s s i s s i o u : l c n t d p A e s r 6 g n o a o e o c e e d p . e ã u s d a 1 s ç q s m m s a a o e o a « a t e ã d u t r o r n u n u q ç q i a a ã e i o i a e z ç i z s d a m m d f i c l l m e e n n i i r r e I U I t s t p e s o  d  o U a U a  f  d  à

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J , l s s o a a e t v v m s n s o u s s r e e e e a h o N õ t o c u v n l ç o õ n . i o u e m o a s r ç o a h a d d a á a e o p v i r u c r c u e c l d l q a f u x s s i o e a e s s s e e h ó c s d i o d p m a t o c i t i s é s c e a . e s a d m o d s e n o n d o s e ã m d o t a d u i ê ç a d e s , o n t s q z d a a a t u e d ) l ç n e x ã o a n q u a o õ t s n n a m ã d ç e ç t e r e O a p s m e a e i d e c ç s s u e N o u t f r n n r , n s M m s a l i e n a e r r x p o o t s o a o a r e e c s p m O l p s n r t b i o s r r s e r S s i s t s a i o a e a o u r a t d e t o ( e c c n s r s c a r e i d r e a a p e r i e , r r d e a r e o d n m c p n o p i e r c v f i b r c e á r e n r e s s e . l s o s o s s e s o e s s p o o o t t d s a s a c x s m a e e n a b s c n d r s i m I I E r i õ õ b a b a t e a á ç ç 2 o c í m m 3 4 c a d d a a í m m ã e e 2 r o u 2 . o e 2 . i . i c a o c m u ç R R 1 c d 1 á n p c q 1 á e q a r o l p x s e s e o c a s i e b r e d t é o f s n s i d e i o u c õ g t á m e s t s s a e e s g s õ o s u e ç t a S e a n d r i e e b r c u s o á s o s a s l s a o d r d ® i a p t u s c v e c i n á u d i e a s h o t R n a c o P v s ã r e u a s e i s h i b w c d s o m m s a P e a a i c s d n a o o ã d ê t : o ç s ã u o e a ç t q ã o p ç s n d a e e ú m s u A s e r n d 6 e o o e . r t F C R 1 p n o    A c a n i 4 g 2 á 1 P

72


, 2 o . O s d C e a : t c s s n o a a e v d d u i o r i c l c o á p á . p s s s e s s a a a t e t e n v v v t n u u u e s i e h h h b o e c d c c u ã l ç s s e m o s a a a p a a r i d d d o . c i e s o s l a o n e d a ã e u ç p ê r g a m o d x i u o c á c e q d i o ã ç á e a f n a e a i s s s t d t s r a d n u n a o e i e v s o a d u c b c e c i d i I n l h s c õ s c . t ê á o a e s t u a s . e e H n q r a n 3 a g p o e z e O s s i a u u S a o b l s r n m r a 1 S d o e u a o i p 1 c a p c n o 2 c s s O ã e e i m a s ç m o d s l e a a r S u u e r a o r e a t d s d b c í , e s i u s i n 2 t r n x t r o O c a a i e e e o ó a t t c N h i c m n r r o s P e d m a e a r c a l e n o e p l o u o e p e d a . D e s F u a . S O C o 1  p e  q 2  N 

. s o d i r i u q d a s o t n e m i c e h n o c s o r a d i l e o t r s a n p o a . C 3 

g o J , l s s o a a e t v v m n s o u s s s r e e e e a h o N õ t o c i u v n l ç o õ n . o u e m o a s r ç o a h a d d a á a e o p v i r u c r c u e c l d l q a f u x s s i o e a e s s s e h ó c s d i o d p m a t e o c i t i é s c e a . e s s a d m o d e n o n d o s e ã s m d o t a d u i ê a ç d e s , o n t s q z d a a a t u e d ) l ç n e x ã o a n q u a o õ t s n n a m ã d ç e ç t e r e O a p s m e a e i d e c ç s s u e N o u t f r n n r , n s M m s a l i e n a e r r x p o o t s o a o a r e e c s p m O p s n r t b i o s r r s e l r S s i s t s à i o a e a o u r a t d e t o ( e c c n s r s c a r e i d e a r a p e r i e , r r d e a r e o d n m c p n o p i e r c v f i b r c e á r e n r e s s e . l s o s o s s e s o e s s p o o o t t d s a s a c x s m a e e n a b s c n d r s i m I I E r i õ õ b a e b a á ç ç 7 c 8 a t o c í m m 9 a d d a a í m m ã e e 1 r o u 1 . o e 1 . i . i c a o c m u ç R R 1 c d 1 á n p c q 1 á e q a r o l s p a x s e u a e c d s s a e e . t r õ s n a t a v e s i r d i e b e c g s á m : u b s a S s o e a o t e v r d e u a o o s h p e r s p c s . u a ê e e c b a r s d t e m o e R d o e m t d t i i e n c e o o . á a c e d s n a s i r a e v o b d i d i c õ i t o ç v c a s i o r á a d s d e e s t o R o i a o n c ã e ã e i v e í ç t t t u ç r r r o a a i a ã h a c r n i p ç c p e m p f x i a s c n . e a . e a a . e A 1 D 2 S d 3 3

a n i 4 g 2 á 1 P

s o d s a » o n s . n o » u i e l e c s a a s e b l a . s s e b s o a o o o d d d n a t ú e i u c l s e t s á a o o n d s s p o o o i c e r c á õ m p ç s o e a o e d d e d r c a e t a s o ã s i . a s d e ç v a t a d o i t l p n z s u í i i o l s a a r a a a t o r d e t n p e o d m u e i d a o e b a ã l c N d ç a i u s o 5 m l v e . a i e o s t 1 s d d í « o a e v s t a r o t o e e r a x r õ p a r e a ç s s i o t z c A l i p n l e 6 o i . a t s 1 n o r c U s A P a « m  n e   e

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o v r o e c N e r o h a d n n i s . o a i c s m a r d e r s o r e é s t o a a a o c t e u m r u i u i d n a a q t s q a l p ó a s u a t ) m e t s s e e m e a e o r y õ r d e ç s M m s p w o s a u o a p l a o b e i s t b r L e u o r s i o o e u o s u s d e s c s i t d q e s o a u m c a e r e á r t i d s a i s s c s s a n n c s o c ö â á a e e l d d r õ õ i ç ç p B t s o H o a a A m ã e b p e e . d ç o s c o R R 1 ( u a r o l p I x I I e e e s d a b s e o õ d t i s c e á g s u e S õ ç a e o s r R u – c e e R m a x E o a r a p l a i c n e s s E

e a r m a u n o o i d c n . l a i l t i a » e r m n e o r i e c m o a p a n u , N x l E a s e o o o d i m a a r a d x a e n e t p i e E l r o a i m p a c r a r a n e p s p e o s d o s e ú ã E u ç q « l e t a r l n a a i o a i r r c p o e o s r t t u p u t t o r r o o o a h c e e l i l d d í í p e V V a m


73

o d n . a e s i l d a a n d a i l v i t a i r a a o n ) t a e r r t o r b a r a a l o p l p a . e x 1 d e ( a a o d i s c v o i r i t ó a d ú e t a e t r n o t a o z i c n l e a s i m u t a p a x i r d e t c n a n i u o r q C p s n E  o

a m u e d l a . o i r l a ã e ç t i a r a o z i m t l a o a r e o r a b s i l a l a d a s n e é a d v e a a i s d r t e v a d i t r n a a a z i o l s d i o t e u r a ã ç a a l p z i e a l i d a ) r e e r t o e t r a ã a a m ç a a p g i l r a . o r e a p 2 ( a d o c i s e i i f r i a t d á i r n a s s e e d i e t d v c a I i t e M  a n

o o e d d í m n a v u u o e q d d a o e d s s a ã ç a o s é d v i a i s z d a i g v e l i c r t r a t o u a s u a r s i a p o t s a v d o n d o n . e i A . ã o s v l o m d d i ú a ç a n d d i t r i z a i e s l l o i b c i t a i o e a o x s v r e r í u o o r p s a a , d o s b a a s a d o t p l ó l l o r e p u u ã e d a a s ç c a a e e r u e d t i d s c r i e l a v e l a i o f x c t d a r a s ) e s o a e a e s e t d e m ã e r r t e ç a i o d l a a r t ã p t e a ç o s m i r a p r r . n e a z o p 3 o P l r i m t ( e . a é m o e o e b a r t n e o i e r d b e í D d í a m a a V  v d t l d

s o d i t b o s o d a t l u s e r s o e r b o s s i a n i f s e ) d e a t r d a i i p v t . a . a a i 4 c ( s a n s r ê e a i d i z r a l e p d i a e x e v i t R a A  n

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g 1 u S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o . v a e i t o d s . s n ) a a a e N l r a e e v l i u s m r o o e t t l u i o a u t t d a n u a t i ã b t q t i v e H a ç o o t i a r e p a e e ã n d r m i ç d s d m g a t o é o n u o a e u u r d e l c ã i s e e m q t ç c e e r a r m o i r a n d s t o u . s b o . a l l l l o ã a m o u a p u o u b e e ç t a t v o d a i o - z d i v n d t c ( s m a o o o o l o o f a e o s s e a a o d u p ã r d e ã i e s p a t o t e e ç a i s ç m i t c o a s t s n a n c á l d m . s a r e a u i t s r e i á o a i o s e l r m u M b c u c c e n e d t c a m n ã á i r u o e m z a õ o e t a ê ç i e c e q d l r e r ç t e c i l t u l d a a d i i a u c a n a s e e u f v g n l d e á a n s n a i n o d d t o c l i o i a . r i s d a a o R u t a g u t a o : s m s t v s q r c l ã i i r o o r e a a ã t r ç a t o r ç a u d í a e a ã s a r l u t r c i a e r u r l e i s n n ç e p q l e a i i e d s d e u e a g u a v n a d s o t e r g s d m m e i é r o a s a o r r r t t o n T v b a c a e e a m e l a i e a t n ç i t i s t t õ 2 c ç p t o m e i s a o m H . o i e e x r e m t p 2 u u p n j u d e D c l r D T D s D b i L e e e e o . . . . . c a o e A O á d 1 é t s p d 2 3 d 4 n g 5 d s e s é o e o t i õ e s a t i l n a s í m e r t d e v e n a m t g t a e a n u r m m S i d m e s a s r u e e u o e r p s q e x p a a n e e s b e . d l , o o o m t o a ã m a n d s n ç u r e s f r i c a o é i d u á l i c o i v l m p m a o e ã d r n o o x l s e t c R ç e a a c i , n s a r a i l o e o i o r o c u c t i t p l p i o e a i e O d a T r n d t o o d . a n s b s e r r t e e a r s m a d l u o z i a i n l o c c o r i i i e d e e r t v d r ó u m í e p x i t e V O t a d e a a n i 2 g 2 á P

74

s e o o d t n r a a e e d r o d d i v a i b t a C A L

s i a i r -


? e t e o r d ã o a ç p a d a l i t u v u s s i t t e i o t A a r a m a a o d m c p ? u o a o o i r ã ã ? d c ç a ç o a n z u i a c l d ê i d r l a l a d o o a . l e r n v r u t » i i p t e i n s x ? u s o t i i a e a i q a a b o a c e r e m n e e a t o d t e ê d e l s e n d o s i e a o a d t a c õ n v r á i t a a b t u l u n s a d o e u o q o t ã o e p i d o ç u i t t ã a q c e o n o á ç l s d r e r a u a e t t o t m a r o n i i t n i n c T i i d e n m s « u : d a i e f o r c t e c i p e r 2 . g o o n d ã r e n p 2 e o t e ç a l s p i d ? s é i a a a t o a i o e d o r o r o r n l o l ã ç u m a t a e m a l a q z a i z s a u u i o o l r l e i Q C Q u O C t o i t t r i U b U p a    t   a  L  à

o ã ç a r o l p x e e d s e õ t s e g u 1 S 1 s a l u c í t r a P e d o g o J o o t . v a n é e o o i t s d o s s N a ã a a e p a l ç a e r b v o o - l i u r u o e o t t t m t l d o o i n s u a t u n a d a t s a q i i v e H i g o o t c a r e p d e ã á n e m i ç é t s d g a m o o u o a e u u n r d a l ã c e s q i m i t l o ç r e a r t r e s a d l o u b o . a s l l t u a a m e ã o p u a i o t ç t d . b e v d a i m s ) - z d i t ã e s a ç o l o o d e o f s a a e o a a ã s d u o r t e e ã p s ç i t a e t s i m t ç c e a o t b r e s n s m n a a r u m á . d l l t u M b r e . i e o a e s u l c o a c c e d u - a c n o t m t m n ã á i u e o e o z t a r i o u ç q e a õ e c n v d l ç c i a c e l r u t e a o i s c a d a l n d f o p n o o á e a d u n s i a a n o l r e e c d i r u t s u a . a a o R t g s a : a s v t r s r i s a c o m o ã l n ( o a i i r s t u o a c e r ç a a t i ã í a e r u n a e m o r l q t s ç r i i l i c d n s n ê o i e a a e l d d r u e u a g v a d i r n d d g t e e m a i c e m i r a s o t g o v l i n r T v e á r e a m r a n i c e e a e t ç p i u i t i s t t õ d 2 c a x H e q t m e i ç m m s . t i r a e a e 2 j r u D n l u D T p D e r e u r D c L b a e . é e e . . e . e e . s p d 2 3 d 4 d e s 5 A O p d 1 t o d s e a o l a s o s õ t d l í e e a n a s u p p s e e t i s , m i g e i t u v i s , m a í i o S n a f c n r c o i o o t c r r e p a s ó o l s r i p a a e ® i o t d t b r , n e o s b i a o t o L o o l a a d s c r a P i s r i ã c t r t o e . u á á e ç b d u n c o r a p a s w d e l a e ã t - - d m o o R ç i s s o i P r r ó v t o a c i l e i t n p p r i p u s o A t x ó e i ã e e r ç e T t o d s a a o ã t l ç s o a n m v e i e u o c a õ n r t r t s o o s e e e l t r r o p e d p p o r x u a s r A p p e q C e a n i 2 g 2 á P

s e o o d t n r e a a r e d d i o d v a i b t a C A L

s i a i r -


75

Ficha de exploração do simulador Titulação Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data / ____ /____ / ____

Entrar na plataforma e aceder ao simulador «Titulação». Ler com atenção as seguintes instruções e explorar o recurso.

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Com a ajuda do simulador, responda às seguintes questões. 1. Simule a titulação de 25,0 mL de ácido clorídrico com hidróxido de sódio de concentração 0,10 mol dm –3. 1.1 Identifique o titulante e o titulado. 1.2 Indique o valor de pH no ponto de equivalência. 1.3 Determine o volume de NaOH que se gastou até ao ponto de equivalência. 2. Num laboratório de uma escola, três grupos (A, B e C) realizaram titulações ácido-base das soluções ácidas: HNO3 (aq) e HC (aq), com K a muito elevado. Os grupos utilizaram o mesmo titulante, uma solução aquosa de NaOH de concentração c , tendo registado os seguintes resultados:



Grupos

pH do titulado no início da titulação

Volume de titulante gasto no ponto de equivalência / ±0,05cm 3

A

3

4,00

B

3

8,00

C

2

8,00

De acordo com a informação apresentada, selecione a alternativa CORRETA. (A) Os grupos A e C podem ter titulado soluções de conc entrações iguais. (B) Os grupos A e B podem ter titulado soluções de concentrações diferentes. (C) Os grupos B e C titularam volumes iguais de soluções ácidas. (D) O grupo B titulou o dobro do volume de solução ácida titulado pelo grupo A. 3. A 50,0 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH, de concentração desconhecida, adicionaram-se 20,0 cm3 de uma solução aquosa de ácido clorídrico, HC , de concentração 3 0,15 mol dm , até ao ponto de equivalência. Determine a concentração da solução de KOH.



4. Considere que o pH no ponto de equivalência da titulação da solução diluída de vinagre é igual a 8,8, a 25 °C. Indique, com base na informação contida na tabela seguinte, qual dos indicadores é adequado para assinalar o ponto de equivalência daquela titulação. Indicador ácido-base

Zona de viragem (pH, a 25 °C)

Vermelho de metilo

4,2 a 6,3

Azul de bromotimol

6,0 a 7,6

Fenolftaleína

8,0 a 9,6

Amarelo de alizarina

10,1 a 12,0

(A) Vermelho de metilo (B) Azul de bromotimol (C) Fenolftaleína (D) Amarelo de alizarina


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Ficha de exploração da animação Ácidos e bases Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data / ____ /____ / ____

Entrar na plataforma e aceder à animação «Ácidos e bases». Explorar o recurso e responder às seguintes questões.

Utilizando a animação, responda às seguintes questões. 1. Considere os seguintes compostos: H 2SO3, CaSO3, HNO3, NaOH, Mg(OH)2 e NH3. Indique o que sofrem: 1.1 ionização; 1.2 dissociação. 2. O caráter básico de uma solução de amoníaco deve-se à reação de NH 3 (aq) com a água. Essa reação corresponde a um processo de… (A) dissociação completa. (B) dissociação parcial. (C) ionização completa. (D) ionização parcial. 3. Escreva os pares conjugados ácido-base das seguintes reações: 3.1 H2SO4 (aq) + 2 H 2O ()  SO24 (aq) + 2 H3O+ (aq) 3.2 HC (g) + H 2O ()  C – (aq) + H 3O+ (aq) 3.3 CH3COOH (aq) + H 2O () CH3COO – (aq) + H 3O+ (aq)



4. A água é uma espécie química anfotérica, porque em reações de ácido-base… (A) se comporta sempre como um ácido. (B) se comporta sempre como uma base. (C) se pode comportar como um ácido ou como uma base. (D) nunca se comporta como um ácido ou como uma base. 5. O ácido acético, CH 3COOH (aq), é um ácido monoprótico fraco, cuja ionização em água pode ser traduzida por: CH3COOH (aq) + H 2O ()

 CH3COO (aq) + H 3O+ (aq) 

Nesta reação podem ser identificados dois pares conjugados ácido-base, segundo a teoria de Brönsted-Lowry. Quais são? O que entende por uma base conjugada de um ácido de Brönsted-Lowry?

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Ficha de exploração da animação Reações ácido-base e o ambiente Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data / ____ /____ / ____

Entrar na plataforma e aceder à animação «Reações ácido-base e o ambiente». Explorar o recurso e responder às seguintes questões.


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Utilizando a animação, responda às seguintes questões. 1. Classifique as seguintes afirmações em verdadeiras ou falsas. (A) Consideram-se chuvas ácidas as chuvas cuja água tem valores de pH superior a 5. (B) As chuvas ácidas têm repercussões negativas, tais como conduzirem à acidificação dos solos e das águas superficiais e subterrâneas. (C) As chuvas ácidas têm repercussões negativas, tais como diminuírem a corrosão dos metais e a decomposição de monumentos. (D) Conduzir mais rapidamente também reduz a formação dos óxidos. (E) Existem tipos de atuação que podem servir para diminuir os efeitos das chuvas ácidas, como a neutralização dos ácidos que caem sobre a superfície terrestre. 2. O pH da chuva normal é, usualmente, cerca de 5,6. Indique o gás que ao dissolver-se é responsável por este valor. 3. As chuvas ácidas têm impactos negativos no nosso meio ambiente. Dê alguns exemplos de consequências das chuvas ácidas. 4. Os óxidos de enxofre e de nitrogénio provocam a acidificação da água das chuvas. Indique as principais fontes destes óxidos e algumas formas para diminuir as suas consequências. 5. Escreva duas reações que contenham: 5.1 NO x 5.2 SO x

80


Ficha de revisão – 10.o ano Nome _______________________________________________________________ Turma __________ N.o ______

1. Considere as partículas a seguir representadas, em que as letras não correspondem a símbolos químicos. 14 7A

22 11B

19 9C



24 12D

20 10E

23 12G

23

F



40 20H

Indique: 1.1 o número de nuclídeos representados; 1.2 o número de elementos presentes; 1.3 átomos que sejam isótopos; 1.4 a composição do catião; 1.5 duas partículas que tenham igual número de eletrões e que não sejam isótopos. 2. Certo elemento X (em que X não corresponde a símbolo químico) é constituído por três isótopos de massas isotópicas respetivamente iguais a 12, 14 e 16. A abundância relativa destes isótopos é 70%, 20% e 10%, respetivamente.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A massa atómica relativa do elemento X é… (A) 12,4.

(B) 12,6.

(C) 12,8.

(D) 13,0.

3. Em 100 g de uma farinha láctea existem 200 mg de cálcio, Ca.

Selecione a opção que corresponde à quantidade aproximada de cálcio que existe numa embalagem de 800 g dessa farinha. Dado: M(Ca) = 40,08 g mol 1 (A) 2,0 × 102 mol de átomos de Ca

(B) 4,0 × 102 mol de átomos de Ca

(C) 7,5 × 102 mol de átomos de Ca

(D) 1,0 × 10 1 mol de átomos de Ca

4. Em três recipientes, 1, 2 e 3, colocaram-se, respetivamente, sódio metálico, Na (s), água, H 2O () e enxofre, S8 (s).

Dados: M(Na) = 22,99 g mol1; M(H2O) = 18,02 g mol 1; M(S8) = 256,56 g mol 1

Na (s)

H2O () 24

4,6 g

3,0 × 10 moléculas

S8 (s) 1,6 × 1023 átomos


81

Selecione a opção correta. (A) A substância que tem maior massa é a que se encontra no recipiente 1. (B) O recipiente 1 é o que contém menor número de moles de substância. (C) O recipiente 3 é o que contém a substância de menor massa. (D) O recipiente 1 contém menos átomos que o recipiente 2. 5. Uma solução aquosa de permanganato de potássio, KMnO 4, com o volume de 400 mL, contém 39,5 g deste sal.

Dados: M(KMnO4) = 158,04 g mol 1; M(H2O) = 18,02 g mol 1;  solução = 1,03 g cm 3 5.1 Calcule: 5.1.1 a quantidade de soluto presente na solução; 5.1.2 a massa de solvente; 5.1.3 a fração molar do soluto. 5.2 Selecione a opção que corresponde ao valor da fração mássica do solvente. (A) 3,7 × 10 1 (B) 7,4 × 10 1 (C) 8,5 × 101 (D) 9,0 × 10 1 6. Considere o diagrama de energia seguinte, para um átomo de hidrogénio.

A luz visível situa-se no espetro eletromagnético na região de energias compreendidas entre 2,55 × 1019 J e 5,23 × 10 19 J. 6.1 Mostre que o eletrão situado no estado de energia mínima no átomo de hidrogénio não pode ser extraído por radiação visível. 6.2 Considere um eletrão situado no primeiro estado excitado no átomo de hidrogénio. Determine, no SI, a energia mínima de um fotão incidente, capaz de remover esse eletrão com energia cinética igual a 3,50 × 10 19 J. 6.3 Considere as transições eletrónicas de n = 4 para n = 1 e de n = 4 para n = 3. Qual destas transições eletrónicas pertence à série de Lyman? 82


7. Selecione a opção correta. (A) O número máximo de eletrões no nível 1 é um. (B) Cada subnível p é constituído por três orbitais. (C) O número de eletrões numa orbital depende da sua orientação no espaço. (D) Cada subnível s é formado por duas orbitais. 8. Um determinado elemento apresenta 5 energias de remoção eletrónica e origina iões mononegativos, ficando com tantos eletrões quantos os do gás nobre que o sucede na Tabela Periódica. 8.1 Escreva a configuração eletrónica do elemento em causa. 8.2 Indique o grupo, período e bloco da Tabela Periódica a que este elemento pertence. 9. Considere os elementos cujas configurações eletrónicas se seguem. As letras X, Y, Z e T não correspondem a símbolos químicos. X. 1s2 2s2 2 p3

Y. 1s2 2s1 2 p4

Z. 1s2 2s2 2 p4

T. 1s2 2s2 2 p5

Selecione a opção correta. (A) O átomo Y pertence a um elemento do grupo 14 da Tabela Periódica. (B) O átomo Y está no estado fundamental. (C) O raio atómico de T é superior ao raio atómico de X. (D) O átomo Z pertence a um elemento não metálico e tem tendência em formar iões binegativos. 10. Dois átomos de oxigénio, 8O, ligam-se para formar a molécula de oxigénio, O 2. 10.1 Escreva a fórmula de estrutura de Lewis da molécula de oxigénio. 10.2 Quantos eletrões participam efetivamente na ligação? 10.3 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

A ligação que se estabelece entre os átomos de oxigénio é uma… (A) ligação covalente dupla polar. (B) ligação covalente dupla apolar. (C) ligação covalente simples apolar. (D) ligação covalente tripla apolar. 11. Considere as moléculas HC, N2, CH4 e NH3.

Dado: M(N2) = 28,02 g mol 1 11.1 Identifique de entre as moléculas referidas as que são polares.


83

11.2 A energia de ligação na molécula de N 2 é maior ou menor que a energia de ligação na molécula de NH3? 11.3 A energia de ligação na molécula de N2 é 945 kJ mol 1. Selecione a opção que corresponde ao valor da energia necessária para dissociar 7,00 g de N 2. (A) 2,36 × 103 kJ (B) 2,36 × 10 3 J (C) 2,36 × 102 kJ (D) 2,36 × 10 2 J 11.4 Selecione a opção correta. (A) No metano, CH 4, as forças que unem as moléculas são do tipo d ipolo permanente-

-dipolo permanente. (B) No cloreto de hidrogénio, HC , as forças que unem as moléculas são do tipo dipolo permanente-dipolo induzido. (C) No nitrogénio, N 2, as forças que unem as moléculas são do tipo dipolo permanente-

-dipolo induzido. (D) No amoníaco, NH 3, as forças que unem as moléculas são ligações de hidrogénio. 12. No quadro seguinte estão representadas na coluna I algumas fórmulas de compostos orgânicos e na coluna II o nome de famílias de compostos orgânicos. I

II

(A) CH3COOH

1. Aldeído

(B) CH3CHO

2. Ácido carboxílico

(C) CH3OH

3. Cetona

(D) CH3COCH3

4. Álcool

(E) CH3CH2NH2

5. Amina

Estabeleça a correspondência correta entre os elementos da coluna I e os elementos da coluna II. 13. Considere a massa de 6,20 g de dióxido de nitrogénio, NO 2 (g), existente num recipiente fechado, nas condições PTN.

Dados: M(NO2) = 46,01 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 13.1 Calcule a quantidade química de NO2 que se encontra no recipiente.

84


13.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

A expressão matemática que traduz de forma correta a densidade deste gás, expressa em g dm3, é… (A)  = (B)  =

(C)  = (D)  =

6,2  10

3

22,4  0,135

6,2 22,4  0,135  10

3

22,4  0,135  10

3

6,2 22,4  0,135 6,2  10

3

14. Pretende-se preparar 250 mL de uma solução aquosa de dicromato de potássio, K 2CrO4, com concentração igual a 2,50 × 10 1 mol dm3.

Dado: M(K2CrO4) = 194,20 g mol 1 14.1 Selecione a opção que corresponde à massa de dicromato de potássio que existe nos 250 mL de solução. (A) 9,2 g

(B) 13,8 g

(C) 18,4 g

(D) 27,6 g

14.2 Determine a concentração dos iões K + na solução, expressa em mol dm 3. 14.3 Pretende-se preparar uma solução de dicromato de potássio com a concentração 0,100 mol dm 3, a partir da solução inicial. Que volume de água se deve adicionar à solução inicial? 15. A hidrazina, N2H4, tem sido utilizada como combustível em foguetões.

A reação de combustão que ocorre pode ser representada através da equação química seguinte. N2H4 (g) + O2 (g)  N2 (g) + 2 H 2O (g) Dados: M(N2H4) = 32,05 g mol 1; E     1; E (N=N) = 409 kJ mol1; E (N–H) = 388 kJ mol1; 1 E (O=O) = 498 kJ mol ; E (H–O) = 463 kJ mol 

1

15.1 Determine a variação de entalpia, H, para a reação de combustão de 1,0 mol de N 2H4 (g). 15.2 A combustão da hidrazina é uma reação exotérmica ou endotérmica? Justifique. 15.3 Que quantidade de energia se liberta quando 320 g de hidrazina sofre combustão? 16. A energia de dissociação do nitrogénio, N2, é 1,56 × 10 18 J, enquanto a primeira energia de ionização da molécula de nitrogénio é 2,5 × 10 18 J. 16.1 Escreva as equações que traduzem, respetivamente, a dissociação e a ionização do nitrogénio. 16.2 Explique o que sucede quando se faz incidir sobre uma molécula de nitrogénio, N2, uma radiação com energia igual a 1200 kJ mol 1. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

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Ficha formativa 1 Unidade 1 – Equilíbrio químico Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Cálculos estequiométricos. Reagente limitante 1. Considere os seguintes esquemas químicos: (A) N2O5 (g) + H2O ()  HNO3 (aq) (B) NH4OH (aq) + H 2SO4 (aq)  (NH4)2SO4 (aq) + H2O () (C) Ag2SO4 (aq) + NaC (aq)  AgC (s) + Na2SO4 (aq) (D) KNO3 (s)  KNO2 (s) + O 2 (g) (E) Na2CO3 (aq) + HC (aq)  CO2 (g) + NaC (aq) + H2O () (F) C2H5OH () + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g) (G) Fe (s) + H2O ()  Fe3O4 (s) + H2 (g) (H) Pb(NO3)2 (aq) + NaI (aq)  PbI2 (s) + NaNO3 (aq)

Acerte os esquemas químicos de modo a transformá-los em equações químicas. 2. Considere duas amostras: uma de sulfato de cálcio, CaSO 4 (s), com a massa de 34,0 g e outra de sulfito de sódio, Na2SO3 (s), com a massa de 50,4 g. Dados: M(CaSO4) =136,15 g mol 1; M(Na2SO3) = 126,05 g mol 1 2.1 Determine qual das amostras contém maior percentagem de enxofre, S. 2.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Na amostra de sulfito de sódio, estão presentes… (A) 1,00 × 10 1 mol de átomos de S. (C) 3,00 × 101 mol de átomos de S.

(B) 2,00 × 101 mol de átomos de S. (D) 4,00 × 10 1 mol de átomos de S.

2.3 Qual a relação entre o número de átomos de oxigénio em 50,4 g de Na 2SO3 e em 34,0 g de CaSO4? 3. Determine a composição centesimal dos seguintes compostos: Dados: M(CHC3) = 119,37 g mol 1; M(A(OH)3) = 78,00 g mol 1 3.1 clorofórmio (triclorometano), CHC 3; 3.2 hidróxido de alumínio, A(OH)3. 4. Considere o composto cloreto de bário di-hidratado, BaC 2.2H2O. Dados: M(BaC2.2H2O) = 244,23 g mol 1; M(H2O) = 18,02 g mol 1 Para 4,00 mol deste sal, determine: 4.1 4.2 4.3 4.4

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a massa de água presente; o número de iões cloreto, C ; a %(m/m) de cloreto de bário existente na amostra; a quantidade de iões bário, Ba2+, presentes na amostra.


5. Na preparação comercial do hidróxido de sódio, NaOH, faz-se reagir o carbonato de sódio, Na2CO3, com uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH) 2. A equação química que traduz esta reação é a seguinte:

Na2CO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq)  2 NaOH (aq) + CaCO 3 (s) Dado: M(NaOH) = 40,00 g mol 1 5.1 Indique o nome do produto da reação obtido, para além do hidróxido de sódio. 5.2 Determine a massa de hidróxido de sódio que se obtém quando se tratam 6,00 mol de Na2CO3 (aq) com Ca(OH)2 (aq). 5.3 Considere que o volume da solução aquosa de hidróxido de sódio é 750,0 mL. Calcule a concentração desta solução. 6. Considere a seguinte equação química:

2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) Dados: M(SO2) = 64,07 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 6.1 Indique que informações qualitativas se podem obter a partir desta equação química. 6.2 Tendo em conta as informações quantitativas indicadas pela equação, selecione a opção correta. (A) São necessárias 4,0 mol de O 2 para que 2,0 mol de SO 2 se consumam. (B) A quantidade química de SO2 que foi consumida durante a reação é o dobro da quantidade química de SO3 que se forma. (C) Por cada 22,4 dm 3 de SO2 que reage nas condições PTN, consomem-se em simultâneo 11,2 dm3 de O2. (D) Quando se consomem 19,2 g de SO2 nas condições PTN, libertam-se 5,0 dm 3 de SO3. 7. O sulfato de amónio, (NH 4)2SO4, usado como fertilizante, é preparado industrialmente pela reação do amoníaco, NH 3 (g), com o ácido sulfúrico, H 2SO4 (aq). Dados: M((NH4)2SO4) = 132,15 g mol 1; M(NH3) = 17,03 g mol 1 7.1 Escreva a equação química que traduz a preparação do sulfato de amónio. 7.2 Calcule a massa de amoníaco que é necessária para preparar 10,0 toneladas de fertilizante. 8. O gás butano, C4H10 (g), é utilizado como combustível. A sua combustão, no seio do oxigénio, origina dióxido de carbono e vapor de água. A equação química que traduz esta combustão é a seguinte:

2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)  8 CO2 (g) + 10 H 2O (g) Dados: M(C4H10) = 58,12 g mol 1; M(O2) = 32,00 g mol 1 8.1 Que quantidade de CO2 (g) se obtém quando se consome totalmente 1,0 mol de C 4H10 (g)? 8.2 Nas condições PTN libertaram-se 56,0 dm3 de H2O (g). Determine a massa de O 2 (g) que foi consumido. 8.3 Calcule a quantidade de O2 (g) necessária para que 58,1 g de C 4H10 (g) sofram combustão completa. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

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9. Atestou-se o depósito de automóvel com 40,0 L de combustível, sabendo que nesse volume de combustível existem aproximadamente, 265 mol de octano, C 8H18 (). A equação química que traduz a combustão do octano é:

2 C8H18 () + 25 O2 (g)  16 CO2 (g) + 18 H 2O (g) Para percorrer um determinado percurso foram consumidos 10,0 L de combustível. Dado: V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 9.1 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A quantidade de oxigénio, O 2 (g), necessária para queimar completamente os 10,0 L de combustível é… (A) 4,2 × 102 mol.

(B) 8,3 × 102 mol.

(C) 4,2 × 103 mol.

(D) 8,3 × 10 3 mol.

9.2 Determine o volume de dióxido de carbono que se liberta, nas condições PTN. 10. Adicionaram-se 20,0 cm 3 de ácido sulfúrico a 30,0 cm 3 de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, cuja concentração mássica é 4,0 g dm 3. A equação química correspondente a esta reação é a seguinte:

H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na2SO4 (aq) + 2 H 2O () Dados: M(H2SO4) = 98,09 g mol 1; M(NaOH) = 40,00 g mol 1 10.1 10.2 10.3 10.4

Determine a concentração molar da solução aquosa de hidróxido de sódio. Calcule a quantidade de hidróxido de sódio presente nos 30,0 cm3 da solução. Calcule a massa de ácido sulfúrico que reagiu. Determine a concentração molar do ácido sulfúrico, sabendo que a reação foi completa e que os reagentes se encontravam nas proporções estequiométricas indicadas pela equação química.

11. 23,65 mL de ácido clorídrico, HC  (aq), reagem com 25,00 mL de uma solução de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com a concentração 1,05 × 10 1 mol dm3, de acordo com a equação química seguinte:

HC (aq) + NaOH (aq)  NaC (aq) + H2O () Calcule a concentração do ácido clorídrico. 12. Numa reação química utilizaram-se 4,90 g de uma solução de ácido sulfúrico, H 2SO4 (aq), e 150 cm3 de uma solução de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com a concentração 5,0 × 10 1 mol dm3. A equação química que traduz esta reação é:

H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na2SO4 (aq) + 2 H 2O () Dados: M(H2SO4) = 98,09 g mol 1; M(NaOH) = 40,00 g mol 1 12.1 Identifique o reagente limitante. 12.2 Determine a quantidade de sal que se formou nesta reação.

88


13. Uma solução aquosa de nitrato de prata, AgNO 3 (aq), reage com uma solução aquosa de cloreto de bário, BaC 2 (aq), de acordo com a equação química seguinte:

2 AgNO3 (aq) + BaC 2 (aq)  Ba(NO3)2 (aq) + 2 AgC (s) Considere que se adicionam 12,6 g de AgNO 3 a 8,4 g de BaC 2. Dados: M(AgNO3) = 169,91 g mol 1; M(BaC2) = 208,20 g mol 1 13.1 Identifique o reagente em excesso. 13.2 Selecione a opção que corresponde à quantidade de cloreto de prata que precipita. (A) 7,4 × 102 mol

(B) 3,7 × 10 2 mol

(C) 7,4 × 10 1 mol

(D) 3,7 × 10 1 mol

14. A redução do óxido de cromo (III) pelo alumínio metálico processa-se de acordo com a equação química seguinte:

2 A (s) + Cr2O3 (s)  A2O3 (s) + 2 Cr (s) Misturaram-se 6,0 g de A  (s) com 8,0 g de óxido de cromo (III). Dados: M(A) = 26,98 g mol1; M(Cr2O3) = 152,00 g mol 1; M(Cr) = 52,00 g mol 1 14.1 Identifique o reagente limitante. 14.2 Determine a massa de cromo que se obteve. 14.3 Calcule a quantidade de reagente que ficou por reagir. 15. A reação da seguinte equação química processa-se até que o reagente limitante se consuma completamente.

2 A (s) + 3 MnO (s)  A2O3 (s) + 3 Mn (s) Uma mistura, constituída por 100,0 g de alumínio metálico e 200,0 g de óxido de manganês, foi sujeita a aquecimento para que ocorresse a reação. Dados: M(A) = 26,98 g mol1; M(MnO) = 70,94 g mol 1; M(Mn) = 54,94 g mol 1 Selecione a opção correta. (A) O reagente limitante é o alumínio. (B) A quantidade de reagente que não se consumiu foi 1,83 mol. (C) A massa de manganês que se obteve foi de 175 g. (D) Obtiveram-se 4 mol de manganês metálico. 16. 350,0 g de óxido de silício, SiO 2 (s), ao serem aquecidos com 50,0 g de carvão em pó, C (s), originaram carbite de silício, SiC (s) e monóxido de carbono, CO (g), de acordo com a seguinte equação química:

SiO2 (s) + 3 C (s)  SiC (s) + 2 CO (g) Dados: M(SiO2) = 60,09 g mol 1; M(C) = 12,01 g mol 1; M(SiC) = 40,10 g mol 1; 3 1 V m = 22,4 dm mol (PTN) 

16.1 Identifique o reagente em excesso. 16.2 Determine a massa de reagente que não se consumiu. 16.3 Selecione a opção que corresponde ao volume de CO (g), libertado nas condições PTN. (A) 31,0 dm3

(B) 62,0 dm3

(C) 46,5 dm3


(D) 93,0 dm3 89

Ficha formativa 2 Unidade 1 – Equilíbrio químico Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Grau de pureza. Rendimento de uma reação química 1. Na combustão de 44,8 dm3 de propano, C3H8 (g), com excesso de oxigénio, obtiveram-se 150 g de dióxido de carbono, CO 2 (g), nas condições PTN. A equação química que traduz esta reação é:

C3H8 (g) + 5 O 2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H 2O (g) Dados: M(CO2) = 44,01 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 1.1 Determine o rendimento da reação. 1.2 Que volume de oxigénio se consome, nas condições PTN? 2. A combustão de 60,0 kg de carvão produz 145,0 kg de dióxido de carbono, CO 2 (g). A equação química que traduz a combustão do carvão é:

C (s) + O 2 (g)  CO2 (g) Determine a percentagem de carbono existente na amostra de carvão que sofreu a combustão. Dados: M(CO2) = 44,01 g mol 1; M(C) = 12,01 g mol 1 3. Uma amostra de carbonato de sódio, Na2CO3, reage com uma solução 0,1026 mol dm 3 em ácido clorídrico, HC (aq), de acordo com a equação química seguinte:

Na2CO3 (aq) + 2 HC  (aq)  2 NaC (aq) + CO2 (g) + H2O () Sabe-se que 0,1247 g de carbonato de sódio reage completamente com 14,78 mL de solução de ácido clorídrico. Determine o grau de pureza da amostra de carbonato de sódio. Dado: M(Na2CO3) = 105,99 g mol 1 4. O acetato de etilo, CH 3COOCH2CH3, solvente comum para certas colas e cimentos, pode prepararse através da reação entre o ácido acético, CH 3COOH, e o etanol, CH 3CH2OH, na presença de pequena quantidade de ácido sulfúrico que não funciona como reagente. Esta reação é traduzida pela seguinte equação química:

CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq)  CH3COOCH2CH3 (aq) + H2O () Numa determinada experiência fizeram-se reagir 25,0 g de ácido acético com 25,0 g de etanol, tendo-se obtido 34,0 g de acetato de etilo. Dados: M(CH3COOH) = 60,05 g mol 1; M(CH3CH2OH) = 46,07 g mol 1; 1 M(CH3COOCH2CH3) = 88,10 g mol 4.1 Identifique o reagente limitante. 4.2 Selecione a opção que corresponde ao valor do rendimento desta reação. (A) 43% 90

(B) 63%

(C) 73%

(D) 93%


5. Numa etapa na produção de formaldeído (metanal), CH 2O (g), obtêm-se 200 kmol / dia deste composto. Introduz-se oxigénio num reator a 200 °C, em condições estequiométricas. Nestas condições, o rendimento desta reação é de 25,0%.

Que quantidade de oxigénio se consome por dia, sabendo que esta reação ocorre de acordo com a equação química seguinte: O2 (g) + CH4 (g)  CH2O (g) + H2O () 6. Soluções aquosas de amoníaco, NH 3, são utilizadas frequentemente em produtos de limpeza doméstica. O amoníaco pode preparar-se por intermédio de vários processos. De entre esses processos, considere-se o que se encontra traduzido pela equação química seguinte:

CaO (s) + 2 NH 4C (s)  2 NH3 (g) + H2O (g) + CaC 2 (s) Dados: M(CaO) = 56,08 g mol 1; M(NH3) = 17,03 g mol 1 6.1 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Ao consumirem-se 224 g de CaO, obtiveram-se 102 g de NH 3, sendo o rendimento da reação de… (A) 100%.

(B) 90%.

(C) 80%.

(D) 75%.

6.2 Que quantidade de CaC2 se obtém, quando se libertam de 102 g de NH3? 7. Por oxidação de 75,0 kg de tolueno, C 6H5CH3 (), obtiveram-se 73,4 kg de ácido benzoico, C6H5OOH (). A equação química que traduz esta reação é:

C6H5CH3 () + O2 (g)  C6H5COOH () + H2 (g) Dados: M(C6H5CH3) = 92,13 g mol 1; M(C6H5COOH) = 122,12 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 7.1 Determine o rendimento da reação. 7.2 Calcule o volume de hidrogénio que se liberta, nas condições PTN. 8. A combustão de uma determinada amostra de metano, CH 4 (g), numa reação química com 90% de rendimento, originou 13,44 dm 3 de dióxido de carbono, CO 2 (g). Além deste produto da reação, obteve-se ainda vapor de água nas condições PTN.

Dados: M(CH4) = 16,04 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 8.1 Escreva a equação química que traduz a combustão do metano. 8.2 Determine a massa de metano que reagiu. 8.3 Calcule o número de moléculas de vapor de água que se libertaram. 9. O metal magnésio reage com o ácido clorídrico de acordo com a equação química seguinte:

Mg (s) + 2 HC (aq)  MgC2 (aq) + H2 (g) Qual a quantidade máxima de magnésio metálico que pode reagir com 300 mL de uma solução 30,0% em massa de ácido clorídrico, sabendo que a densidade desta solução ácida é 1,15 g cm 3? Dados: M(Mg) = 24,31 g mol 1; M(HC) = 36,46 g mol 1 Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

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10. Pretende-se obter 25,4 g de cloreto de zinco fazendo reagir ácido clorídrico com zinco metálico com um grau de pureza de 70%. A reação ocorre com um rendimento de 80%.

Que massa de zinco metálico se deve utilizar? Dados: M(ZnC2) = 136,28 g mol 1; M(Zn) = 65,38 g mol 1 11. Industrialmente pode obter-se ácido acético, CH3COOH (aq), por reação de metanol líquido, CH3OH (), com monóxido de carbono, CO (g), na presença de um catalisador apropriado. A equação que traduz a síntese do ácido acético é:

CH3OH () + CO (g)  CH3COOH () Numa experiência de ensaio, colocaram-se num vaso reator 15,0 g de CH 3OH e 10,0 g de CO. Dados: M(CH3OH) = 32,04 g mol 1; M(CO) = 28,01 g mol 1; M(CH3COOH) = 60,05 g mol 1 11.1 Determine a massa de ácido acético que se obtém. 11.2 Se a produção de ácido acético fosse de 19,1 g, qual seria o rendimento da reação? 12. O titânio, Ti, utilizado em motores e estruturas de aviões, pode obter-se a partir do tetracloreto de titânio, que, por sua vez, se obtém a partir do dióxido de titânio, pela equação química seguinte:

3 TiO2 (s) + 4 C (s) + 6 C 2 (g)  3 TiC4 (g) + 2 CO 2 (g) + 2 CO (g) Um vaso reator contém 4,15 g de TiO 2, 5,67 g de C e 6,78 g de C 2. Dados: M(TiO2) = 78,87 g mol 1; M(C) = 12,01 g mol 1; M(C2) = 70,90 g mol 1; M(TiC4) = 189,67 g mol

1

12.1 De entre as proposições que se seguem, selecione a correta. (A) TiO2 (s) é o reagente limitante. (B) C (s) é o reagente limitante. (C) C2 (g) é o reagente limitante. (D) Os reagentes encontram-se nas proporções estequiométricas corretas. 12.2 Determine o rendimento da reação, sabendo que se obtiveram 6,50 g de TiC 4 (g). 13. O estanho metálico pode obter-se a partir da redução do óxido de estanho (IV), de acordo com a equação química seguinte:

SnO2 (s) + C (s)  Sn (s) + CO2 (g) Considere que: 

a reação processa-se com rendimento de 70,0%;



se obtém 50,0 kg de estanho metálico, Sn (s);



a amostra de minério contém 40% de impurezas.

Determine a massa de minério de óxido de estanho (IV) que foi usada na reação. Dado: M(SnO2) = 150,71 g mol 1 92


Ficha formativa 3 Unidade 1 – Equilíbrio químico Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Diferentes estados de equilíbrio. Quociente da reação 1. Selecione a opção correta. (A) Numa reação química reversível, a reação direta não coexiste com a reação inversa. (B) Embora um sistema reacional atinja o estado de equilíbrio, as concentrações dos seus constituintes não são constantes. (C) A velocidade com que os reagentes se consomem mantém-se constante até se atingir o equilíbrio químico. (D) Quando, no equilíbrio químico, as concentrações dos produtos da reação prevalecem sobre as concentrações dos reagentes, a reação direta é mais extensa do que a reação inversa. 2. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Quando um sistema reacional atinge o equilíbrio químico… (A) as concentrações dos reagentes são sempre iguais às dos produtos da reação. (B) diminuem as concentrações dos reagentes e aumentam as concentrações dos produtos da reação. (C) as concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio não variam. (D) as concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio são iguais. 3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Uma reação irreversível é aquela em que… (A) se alcança o equilíbrio químico instantaneamente. (B) termina quando se esgotam todos os reagentes. (C) termina quando se esgota, pelo menos, um dos reagentes. (D) não se esgota nenhum dos reagentes. 4. Escreva as expressões da constante de equilíbrio, K c, para as seguintes reações.

 2 NO (g) 4 HC (g) + O (g)  2 H O (g) + 2 C  (g) CS (g) + 4 H (g)  CH (g) + 2 H S (g) 4 NH (g) + 5 O (g)  4 NO (g) + 6 H O (g)

4.1 2 NO (g) + O2 (g) 4.2 4.3 4.4

2

2

2

2

2

3

4

2

2

2

2


93

5. A expressão da constante de equilíbrio de um dado sistema reacional é dada por: K c =

[NO]2 e

× [C2 ]e [NOC]2 e

Escreva a equação química que traduz a reação de equilíbrio deste sistema reacional. 6. Considere a reação de equilíbrio traduzida pela seguinte equação química:

4 NH3 (g) + 3 O2 (g)

 2 N (g) + 6 H O (g) 2

2

Selecione a opção que corresponde à expressão da constante de equilíbrio, K c, para este sistema reacional. × [O2]3e (A) K c = 6 [N2 ]2 e × [H2 O]e [NH3 ]4 e

(C) K c =

(B) K c =

[N2 ]2e + [H2 O]6e

(D) K c =

[NH3 ]4e + [O2 ]3e

[NH3 ]4e + [O2 ]3e [N2]2e + [H2 O]6e [N2 ]2e × [H2 O]6e [NH3 ]4e × [O2 ]3e

7. Selecione a opção correta. (A) A constante de equilíbrio, K c, de um sistema reacional em equilíbrio é igual à razão entre o produto das concentrações dos produtos da reação e o produto das concentrações dos reagentes, elevados aos respetivos coeficientes estequiométricos. (B) O valor da constante de equilíbrio, K c, é independente da temperatura. (C) Para uma dada temperatura o valor da constante de equilíbrio, K c, é sempre o mesmo, independentemente da natureza da reação. (D) Se o valor da constante de equilíbrio, K c, for muito elevado, então no equilíbrio existe maior quantidade de reagentes que de produtos da reação. 8. Considere o equilíbrio traduzido pela seguinte equação química:

C2 (g) + Br2 (g)

 2 BrC (g)

O gráfico seguinte mostra o modo como variam as concentrações de reagentes e produtos, ao longo do tempo e a temperatura constante, num sistema reacional, até se atingir o estado de equilíbrio.

94


8.1 Selecione a opção que corresponde à expressão da constante de equilíbrio, K c, para este sistema reacional. (A) K c = (C) K c=

[C2 ]e × [Br2 ]e [BrC

]2e

[BrC]2e [C2 ]e × [Br2 ]e

(B) K c = (D) K c =

[C2 ]e + [Br2 ]e [BrC]2e

2 × [BrC]e [C2 ]e × [Br2 ]e

8.2 Determine o valor da constante de equilíbrio, com base nos valores presentes no gráfico. 9. A reação química decorre de acordo com o equilíbrio químico seguinte:

2 A (aq) + B (aq)

 C (aq)

As quantidades iniciais de reagentes presentes em 1,0 dm3 de solução são: 1,00 mol de A e 0,75 mol de B. Uma vez atingido o equilíbrio, a quantidade de A, presente no mesmo volume de solução é de 0,70 mol. 9.1 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

A quantidade de C presente no equilíbrio e o valor da constante de equilíbrio, K c, são, respetivamente… (A) 0,30 mol e 1,0. (B) 0,15 mol e 1,0. (C) 0,15 mol e 5,1 × 10 1. (D) 0,30 mol e 5,1 × 10 1. 9.2 Com base no valor da constante de equilíbrio, K c, escolhido na alínea anterior, indique qual das reações, a direta ou a inversa, é a menos extensa. Justifique. 10. Juntaram-se num vaso reator de 1,0 L de capacidade, 1,0 mol de H 2 e 1,2 mol de I 2, a uma dada temperatura e pressão. A equação que traduz este equilíbrio é:

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI (g)

Mediu-se a concentração de HI no equilíbrio, à mesma temperatura e pressão, e obteve-se o valor 1,7 mol dm 3. Considerando esta situação, selecione a opção correta. (A) K c = 55 (B) K c' = 55 (C) K c = 1,8 × 10 2 (D) [H2]e = 0,35 mol dm3 e [I2]e = 0,15 mol dm 3


95

11. O quadro abaixo contém dados referentes a cinco experiências realizadas para o equilíbrio químico seguinte:

A (g) + B (g) Experiência

 C (g) + 2 D (g)

Concentração / mol dm 3 A

B

C

D

I

0,50

4,00

1,00

1,00

II

4,00

2,00

1,00

2,00

III

4,00

3,00

2,00

2,00

IV

9,00

2,00

1,00

3,00

V

16,00

8,00

4,00

4,00

Das cinco experiências realizadas, quatro já atingiram o equilíbrio. 11.1 Identifique a experiência em que o equilíbrio químico não foi atingido. 11.2 Para a experiência identificada na alínea anterior, indique em que sentido irá evoluir o sistema reacional. 12. Realizaram-se duas experiências à temperatura de 500 °C. Em cada uma delas foram misturados H2 (g) e I 2 (g) e, ao fim de um dado intervalo de tempo, foram determinadas as concentrações das espécies presentes. A esta temperatura, o K c para esta reação é 50. Os valores obtidos encontram-se registados no quadro seguinte. Experiência

[H2] / mol dm 3

[I2] / mol dm 3

[HI] / mol dm3

I

0,10

0,40

0,20

II

0,20

0,40

2,0

A equação química que representa a reação é a seguinte: H2 (g) + I2 (g)

 2 HI (g)

12.1 Em qual das experiências foi atingido o equilíbrio químico? Justifique. 12.2 Na outra experiência, em que sentido, o da reação direta ou o da inversa, terá de evoluir o sistema reacional de modo a atingir o equilíbrio químico? Justifique. 13. O dióxido de enxofre, SO2 (g), é um gás incolor, tóxico e de odor irritante. Provém de fontes naturais como vulcões através da queima de combustíveis derivados do petróleo. A sua oxidação produz o trióxido de enxofre, SO 3 (g). Estes dois gases apresentam caráter ácido e ao reagirem com a água, provocam as chuvas ácidas, que causam um grande impacto ambiental.

A equação química seguinte traduz uma reação no estado de equilíbrio, cuja constante de equilíbrio, K c, a uma dada temperatura é 4,8 × 10 3. 2 SO3 (g)

96

 2 SO (g) + O (g) 2

2


Considere que num dado instante, mantendo-se a temperatura constante, o valor das concentrações é: [SO3] = 0,50 mol dm 3; [SO2] = 0,15 mol dm 3; [O2] = 0,025 mol dm 3. Com base nestas informações, selecione a opção correta. (A) A reação evolui no sentido da reação direta de modo a aumentar as concentrações de SO2 (g) e de O2 (g) e diminuir a concentração de SO 3 (g), até se atingir o equilíbrio. (B) Não ocorre variação nas concentrações porque o equilíbrio já foi atingido. (C) A reação evolui no sentido da reação inversa de modo a aumentar a concentração de SO2 (g), diminuir a concentração de O 2 (g) e aumentar a concentração de SO 3 (g), até se atingir o equilíbrio. (D) A reação evolui no sentido da reação direta de modo a diminuir as concentrações de SO 2 (g) e de O2 (g) e aumentar a concentração de SO 3 (g), até se atingir o equilíbrio. 14. Num vaso reator com 1,0 dm 3 de capacidade, são introduzidos 5,0 mol N 2O4 (g). Este composto, em determinadas condições de temperatura e pressão, decompõe-se de acordo com a equação química seguinte:

N2O4 (g)

 2 NO (g) 2

Quando se atinge o equilíbrio, o sistema reacional ainda contém 119,5 g de N 2O4 (g). Determine: 14.1 o valor da constante de equilíbrio; 14.2 a percentagem de reagente que se consumiu. 15. Um vaso reator, com a capacidade de 50,0 dm 3, contém 1,00 mol de N 2 (g), 3,00 mol de H 2 (g) e 0,500 mol de NH 3 (g). A equação química que traduz o equilíbrio que se estabelece é a seguinte:

N2 (g) + 3 H2 (g)

 2 NH (g) 3

A constante de equilíbrio, K c, à temperatura de 400 °C é 0,500. Uma vez atingido o equilíbrio químico, àquela temperatura, a quantidade de NH 3 (g) no vaso reator será maior, menor ou igual? Justifique.


97

Ficha formativa 4 Unidade 1 – Equilíbrio químico Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Princípio de Le Châtelier 1. Considere os seguintes sistemas em equilíbrio e indique, para cada um, o sentido em que irá evoluir quando se aumenta a pressão.

 2 F (g) 2 BrF (g)  Br (g) + 5 F (g) 2 CO (g) + O (g)  2 CO (g) CH (g) + C (g)  CH C (g) + HC (g)

1.1 F2 (g) 1.2 1.3 1.4

5

2

2

2

4

2

2

3

2. Preveja em que sentido se desloca cada um dos seguintes sistemas em equilíbrio, quando se diminui a temperatura. 2.1 H2 (g) + I2 (g) 2.2 PC5 (g)

 2 HI (g) ;

H =

 PC (g) + C (g) ; 3

2

+9,45 kJ

H

  

3. Dos sistemas reacionais em equilíbrio I, II e III, em qual deles o equilíbrio se desloca no mesmo sentido quando se diminui o volume e quando se aumenta a temperatura? Justifique.

 2 NH (g) ; H < 0 II. N (g) + O (g)  2 NO (g) ; H > 0 III. 3 O (g)  2 O (g) ; H > 0 I. N2 (g) + 3 H2 (g) 2

3

2

2

3

4. Considere o seguinte equilíbrio químico:

2 NOC (g)

 2 NO (g) + C  (g) 2

O valor da constante de equilíbrio, K c, é 4,7 × 10 4. Num determinado instante, é adicionado NOC (g) à mistura reacional. Considerando este sistema e as informações indicadas, classifique como verdadeira ou falsa, cada uma das frases seguintes. (A) O valor de K c aumenta. (B) O valor de K c diminui. (C) O sistema evolui no sentido da reação direta. (D) O equilíbrio não se desloca. (E) O valor de K c não se altera. (F) O sistema evolui no sentido de formar mais reagentes. 5. A equação química seguinte traduz o equilíbrio que ocorre durante a reação de fotossíntese:

6 CO2 (g) + 6 H 2O (g) 98

C H

6 12O6

(s) + 6 O2 (g) ;

H =

+2801,69 kJ


Estabeleça a correspondência correta entre as colunas I e II. I

II

(A) Aumenta a concentração de CO 2 (g).

1. O sistema desloca-se no sentido da reação direta.

(B) Remove-se 0,50 mol de C 6H12O6. (C) A pressão total do sistema diminui.

2. O sistema desloca-se no sentido da reação inversa.

(D) A temperatura do sistema diminui.

3. O sistema em equilíbrio não sofre qualquer alteração.

(E) Adiciona-se um catalisador apropriado.

6. O valor da constante de equilíbrio, K c, é igual a 2,0 × 10 2, à temperatura de 2870 °C, para a reação química seguinte:

N2 (g) + O2 (g)

 2 NO (g)

Num recipiente fechado, com a capacidade de 1,00 L, existem 0,800 mol de N 2 (g), 0,500 mol O 2 (g) e 0,400 mol de NO (g), à temperatura considerada. 6.1 O sistema reacional encontra-se em equilíbrio? Justifique. 6.2 Nestas condições há produção ou decomposição de NO (g)? 6.3 Uma vez atingido o equilíbrio, o que acontece à concentração de N 2 (g) se se aumentar a pressão e se mantiver a temperatura? 7. Misturam-se, num recipiente fechado, hidrogénio e iodo, que reagiram de acordo com a seguinte equação química:

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI (g)

Uma vez atingido o equilíbrio à temperatura T , as concentrações de H 2 (g), de I2 (g) e de HI (g) são: [H2]e = 0,50 mol dm 3 ; [I2]e = 0,50 mol dm 3; [HI]e = 2,0 mol dm3. Selecione a opção correta. (A) A constante de equilíbrio, K c, à temperatura T é igual a 8. (B) As concentrações iniciais de hidrogénio e de iodo são iguais a 1,5 mol dm 3. (C) Se aumentar a pressão do sistema reacional, o sistema evolui no sentido da reação direta. (D) Se ao sistema em equilíbrio for adicionado hidrogénio, a quantidade de iodeto de hidrogénio formado diminui. 8. Num vaso reator introduziu-se amoníaco, NH 3 (g), que se decompôs parcialmente, segundo a equação química:

2 NH3 (g)

 N (g) + 3 H (g) ; 2

2

H >

0


99

8.1 Selecione, justificando, qual dos gráficos seguintes é compatível com a situação de equilíbrio.


O que faz aumentar o rendimento da reação é… (A) O aumento da pressão total do sistema reacional. (B) O aumento da quantidade de nitrogénio. (C) A adição de um catalisador. (D) O aumento da temperatura do sistema reacional. 9. Um sistema químico, a determinada temperatura, contém os seguintes componentes gasosos em equilíbrio.

2 F2 (g) + O2 (g)

 2 OF (g) ; 2

H = +46 kJ

Responda às seguintes questões, justificando a sua resposta. 9.1 O que acontecerá à concentração de OF 2 (g) se aumentar a temperatura do sistema reacional? 9.2 O que acontecerá à concentração de F 2 (g) se aumentar a pressão do sistema reacional? 9.3 Se retirar O2 (g) ao sistema reacional, em que sentido se desloca o sistema? 9.4 O valor da constante de equilíbrio, K c, aumenta, diminui ou mantém-se constante quando se adiciona F2 (g) ao sistema reacional? 9.5 Quando a temperatura do sistema reacional aumenta, o que acontece ao valor da constante de equilíbrio, K c? 9.6 Refira o que ocorre à concentração de OF 2 quando se adiciona um catalisador apropriado ao sistema reacional.

100


10. O gráfico seguinte refere-se ao sistema químico:

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI (g)

Com base no gráfico, Selecione a opção correta. (A) A adição de I 2 (g) em t 1 aumentou a concentração de HI (g). (B) A adição de H2 (g) em t 2 aumentou a concentração de I 2 (g). (C) A adição de H 2 (g) em t 2 faz diminuir o quociente da reação. (D) A adição de H 2 (g) em t 1 aumentou a concentração de HI (g). 11. Equação química seguinte traduz o comportamento do amoníaco, NH 3, em solução aquosa:

NH3 (aq) + H2O ()

 NH



4

(aq) + OH – (aq) ;

H <

0

Para este equilíbrio, considere as seguintes afirmações: I.

O equilíbrio desloca-se no sentido da reação inversa, quando a temperatura aumenta.

II. O equilíbrio desloca-se no sentido da reação direta quando se introduz, no sistema reacional, cloreto de amónio, NH 4C. III. O equilíbrio desloca-se no sentido da reação direta quando se diminui a pressão.

Selecione a opção correta. (A) São verdadeiras as afirmações I e II. (B) São verdadeiras as afirmações II e III. (C) É verdadeira apenas a afirmação I. (D) São verdadeiras as afirmações III e IV. 12. A reação entre o clorofórmio, CHC 3 (g), e o cloro, C 2 (g), ocorre em sistema fechado, de acordo com a seguinte equação química:

CHC3 (g) + C2 (g)

 CC (g) + HC (g) 4


101

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Para minimizar a formação de HC  (g), deve se aumentar… (A) o volume total do sistema reacional. (B) a pressão do sistema reacional. (C) a concentração de CC 4 (g). (D) a concentração de CHC 3 (g). 13. As concentrações no equilíbrio de reagentes e produtos da reação, referentes ao sistema reacional A (g) 2 B (g), para duas temperaturas diferentes, estão indicados no quadro seguinte:



Temperatura / °C

[A] / mol dm

3

[B] / mol dm

200

0,0875

0,843

400

0,138

0,724

3

13.1 Em que sentido evolui sistema, quando se diminui a temperatura? 13.2 Classifique, sob o ponto de vista energético, o equilíbrio químico. 14. Considere o sistema em equilíbrio, representado pela equação química seguinte:

H2 (g) + C2 (g)

 2 HC (g) ;

H <

0

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. O rendimento da reação aumenta… (A) baixando a temperatura a que se encontra o sistema. (B) adicionando um catalisador apropriado. (C) aumentando o volume do vaso reator onde ocorre o equilíbrio químico. (D) retirando H2 (g) à mistura reacional. 15. Num balão de 1,0 dm3 de capacidade, à temperatura de 25 °C, introduz-se tetróxido de nitrogénio, N2O4 (g), tendo-se estabelecido o equilíbrio traduzido pela seguinte equação química:

N2O4 (g)

 2 NO (g) ; 2

H = +57 kJ

Atenda às seguintes informações:  No equilíbrio existem 0,20 mol de dióxido de nitrogénio, NO 2 (g).  O valor da constante de equilíbrio, K c, à temperatura de 25 °C, é 0,11.

15.1 Determine a quantidade de N2O4 (g), inicialmente introduzida no balão. 15.2 O valor da constante de equilíbrio desta reação à temperatura de 50 °C será superior, inferior ou igual a 0,11? Justifique a resposta.

102


16. Considere o seguinte equilíbrio químico, à temperatura T :

N2 (g) + O2 (g)

 2 NO (g) ;

H <

0

Selecione a opção correta. (A) A adição de um catalisador conduz à formação de uma maior quantidade de NO (g). (B) Um aumento na pressão total do sistema reacional, favorece a produção de NO (g). (C) No equilíbrio, a concentração de cada uma das espécies não permanece constante. (D) Se a temperatura do sistema reacional aumentar, o valor da constante de equilíbrio diminui.


103

Ficha formativa 5 Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Reações ácido-base 1. As fórmulas seguintes representam espécies químicas. (A) HCO

(B) NH3

(C) Ca(OH)2

(D) H2SO4

(E) NH 4



(F) NH 2



(G) CO 23

1.1 Identifique as que são ácidos e as que são bases, segundo Arrhenius. 1.2 Identifique as que são ácidos e as que são bases, segundo a Teoria Protónica. 1.3 Quais destas espécies químicas podem ser, teoricamente, ácidos na Teoria Protónica? 1.4 Indique as bases conjugadas dos ácidos indicados na alínea anterior. 2. O amoníaco, NH 3, tal como a água, também se autoioniza.

Complete a equação química seguinte e indique os pares conjugados ácido-base. NH3 (aq) + NH3 (aq)

 _____ + _____

3. Considere as equações químicas que se seguem. I.

HCOOH (aq) + H2O ()

 HCOO (aq) + H O (aq) 

3

+

 C (aq) + NH (aq) III. CH NH (aq) + H O ()  CH NH (aq) + OH (aq) IV. HS (aq) + H O ()  S (aq) + H O (aq) V. H S (aq) + H O ()  HS (aq) + H O (aq) VI. HCO (aq) + H O (aq)  H CO (aq) + H O () VII. HCO (aq) + OH (aq)  CO (aq) + H O () VIII. HF (aq) + HC O (aq)  H F (aq) + CO (aq) II.



HC (aq) + NH3 (aq) 3

2



4

2



2

3

3

3



2



3



2

3

+

2

+

+

3

2

2 3









3

3

4

2

2

+



4

3.1 Escreva, para cada um dos equilíbrios ácido-base, os pares conjugados ácido-base. 3.2 Quais as espécies químicas que se comportam como anfotéricas? 4. Complete as equações ácido-base que se seguem e, em cada uma delas, escreva os pares conjugados ácido-base.

 _____ + H O (aq) HSO (aq) + H O ()  SO (aq) + _____ _____ + H O ()  CN (aq) + _____ HCO (aq) + OH (aq)  _____ + O (aq) HCO (aq) + _____  CO (aq) + CH NH (aq)

4.1 H2C2O4 (aq) + H2O () 4.2 4.3 4.4 4.5 104



2 3

2

3



2



+

3





3



3



3


5. Selecione a opção correta. (A) A um ácido forte corresponde uma base conjugada muito fraca. (B) Em solução aquosa, uma base é tanto mais forte quanto maior a concentração em iões H 3O+. (C) Quanto mais forte for o ácido, mais forte é a sua base conjugada. (D) A um ácido fraco corresponde uma base conjugada forte. 6. Considere as soluções aquosas de ácido nítrico e amoníaco. 6.1 «A solução aquosa de ácido nítrico pode ser considerada como ácida, quer na teoria de Arrhenius, quer na Teoria Protónica.»

Justifique esta afirmação e escreva as equações químicas que traduzem este comportamento nestas duas teorias. 6.2 Escreva a equação química que traduz a reação entre as soluções de ácido nítrico e de amoníaco e indique os pares ácido-base conjugados. 6.3 Por que razão o amoníaco só é considerado como base na Teoria Protónica? 7. Tenha em atenção os elementos (substâncias/espécies) presentes no conjunto X.

X = {H2S; H3O+; HCNH+; H2O; OH; H2CO3; NH 4 ; HPO 24 } 

Forme os pares conjugados ácido-base das espécies químicas presentes. 8. A 25 °C, K w é igual a 1,0 × 10 14.

Preencha corretamente o quadro seguinte. Ácido

Base conjugada CN



K a

6,2 × 10

K b 10

HNO2 F



C6H5COOH

6,3 × 10

5

HCO

4,0 × 10

8

1,8 × 10

11

1,6 × 10

11

9. Na Teoria Protónica, CH3COO é uma base mais forte do que F  relativamente à água.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Face a esta afirmação, pode afirmar-se que… (A) O ácido CH3COOH (aq) é mais forte do que HF (aq). (B) A base F aceita protões da água com mais facilidade do que o ácido CH 3COOH (aq). (C) O ácido HF (aq) cede protões com mais facilidade do que o ácido CH 3COOH (aq). (D) Nas reações destes iões com a água, estes funcionam como ácidos. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

105

10. Considere os seguintes equilíbrios ácido-base e as respetivas constantes de acidez, K a.

 H O (aq) + CO (aq) ; II. NH (aq) + H O ()  H O (aq) + NH (aq) ; III. HC H O (aq) + H O ()  H O (aq) + C H O (aq) ; IV. H CO (aq) + H O ()  H O (aq) + HCO (aq) ; V. HSO (aq) + H O ()  H O (aq) + SO (aq) ; I. HOC (aq) + H2O () 

2

4

2 3

2

3



4

+

3

+

3

2

2

3

2

3

K a = 3,2 × 10 

10

K a = 5,6 × 10 

3

3

2

8



+

2 3

+

K a = 1,8 × 10



2

7

K a = 4,2 × 10 



3

+

5

2

2 4

K a = 1,3 × 10 

10.1 Coloque os ácidos por ordem crescente da sua força. 10.2 Coloque as bases conjugadas desses ácidos por ordem crescente da sua força. 11. Os ácidos HCO4 (aq), HSO 4 (aq), HCN (aq) e CH3COOH (aq) podem reagir entre si do seguinte 

modo:

 CO (aq) + H SO (aq) II. HCN (aq) + CH COOH (aq)  HCNH (aq) + CH COO (aq) III. CH COOH (aq) + HSO (aq)  CH COOH (aq) + SO (aq) I. HCO4 (aq) + HSO 4 (aq) 



2

4

+

3

3



3

4

4



3

2 4



2

Com base nas equações químicas, e sem consultar qualquer tabela, coloque os quatro ácidos por ordem crescente de acidez. 12. Considere a autoionização da água:

H2O () + H2O ()

 H O (aq) + OH (aq) 3

+



Dados: K w = 0,67 × 1014 (20 °C); K w = 9,55 × 10 14 (60 °C) 12.1 Qual a variação da concentração em iões H 3O+ quando a temperatura da água passa de 20 °C para 60 °C? 12.2 À temperatura de 20 °C, uma solução com a concentração de 1,00 × 10 7 mol dm3 em iões H3O+ será ácida, básica ou neutra? 13. Determine as concentrações em H3O+ e OH, bem como o pH das seguintes soluções de ácidos e de bases, à temperatura de 25 °C:

Dado: K w = 1,0 × 10 14 (a 25 °C) 13.1 0,0010 mol dm 3 em HC; 13.2 0,0031 mol dm3 em KOH; 13.3 0,012 mol dm3 em Ba(OH)2; 13.4 2,1 × 104 mol dm3 em HCO4; 13.5 0,015 mol dm3 em HCO; K a(HCO) = 4,8 × 10 8; 13.6 0,75 mol dm3 em CH3NH2; K b(CH3NH2) = 3,7 × 103. 106


14. Selecione a opção correta. (A) Quanto maior for a constante de acidez de um ácido, maior é a constante de basicidade da sua base conjugada. (B) Numa solução básica não existem iões H 3O+. (C) O ácido nítrico, HNO 3 (aq), é mais forte que o ácido acético, CH 3COOH (aq). Assim sendo, K b

de NO 3 é maior que K b de CH3COO. 

(D) Todas as soluções aquosas contêm iões H 3O+ e iões OH. 15. Complete o quadro seguinte, considerando a temperatura de 25 °C. [H3O+] / mol dm

3



[OH ] / mol dm

3

pH

Caráter químico

10,5 6,5 × 10 7,5 × 10

2

3

7

16. Um balão volumétrico de 500 500 mL de capacidade está cheio de água até ao traço de referência, à temperatura de 25 °C. Adicionaram-se 3,15 g de ácido nítrico e o volume da solução não sofreu alteração.

Dado: K w = 1,0 × 10 14 (a 25 °C) Determine: 16.1 a concentração hidroniónica antes de se adicionar o ácido ácido nítrico à água; 16.2 a concentração da solução em ácido nítrico; 16.3 a variação de pH. 17. Preparou-se uma solução A misturando 20,0 mL de uma solução aquosa de ácido clorídrico com com pH igual a 2,3, com 30,0 mL de uma outra solução aquosa de ácido clorídrico com pH igual a 2,7.

Determine a concentração em iões H 3O+ da solução resultante. 18. Determine o número de de iões OH e o número de iões H 3O+ existentes em 50,0 cm 3 de uma solução aquosa de metilamina, CH 3NH2 (aq), de concentração igual a 0,10 mol dm 3, a 25 °C.

Dado: K b(CH3NH2) = 3,7 × 103 19. O ácido acético, em solução aquosa, ioniza-se conforme indicado na seguinte equação química:

CH3COOH (aq) + H2O ()

 H O (aq) + CH COO (aq) ; 3

+

3



K a = 1,8 × 10

5

19.1 O ácido acético é um ácido forte ou fraco? 19.2 Uma solução aquosa deste ácido tem, a 25 °C, pH igual a 4,0. 19.2.1 Determine a concentração em iões acetato, CH 3COO (aq). 19.2.2 Que percentagem do ácido se ionizou? Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

107

Ficha formativa 6 Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Nome _ ______________________________________________ N.o _ ______ Turma ______ Data _ _____ /_ /____ / _ _____ Soluções aquosas de sais. Titulação ácido-base 1. Classifiq Classifique ue as soluções aquosas de sais que se seguem como ácidas, básicas ou neutras. 1.1 Ca(CN)2 1.2 Na2CO3 1.3 (NH4)2SO4 1.4 NH4C 1.5 Ca(NO3)2 2. A experiência mostra que uma solução aquosa de nitrato de amónio, NH 4NO3 (aq), de concentração 1,0 × 10 2 mol dm3, é ácida. 2.1 Escreva as fórmulas químicas dos iões presentes nesta solução. 2.2 Escreva os pares pares conjugados ácido-base ácido-base nos quais quais participam estes estes iões. 2.3 Que ião é responsável pelo caráter ácido da solução? O que pode dizer do outro ião? 3. Uma amostra de solo, após ter sido analisada, foi classificada como sendo de tipo ácido.

Selecione a opção que corresponde ao sal que pode ser usado na correção da acidez do solo. (A) NH4C

(B) NaNO3

(C) CaC2

(D) CaCO3

4. Uma solução de cianeto de amónio será ácida, básica ou neutra? Justifique. Justifiq ue.

Dados: K a(HCN) = 6,17 × 10 10; K b(NH3) = 1,8 × 10 5 5. O solo no litoral da Holanda é formado por rochas calcárias e tem sofrido ao longo dos anos a ameaça de enchentes provocadas por chuvas torrenci torrenciais. ais. Alguns estudiosos propuseram elevar o nível do solo através da injeção de ácido sulfúrico, H 2SO4 (aq), a 1500 m abaixo da superfície. A reação entre o carbonato de cálcio (rochas calcárias) e o ácido sulfúrico produziria sulfato de cálcio, CaSO4 (s), que, por ocupar o dobro do espaço ocupado pelo calcário, faria subir a superfície do litoral. A reação que ocorreria seria:

CaCO3 (s) + H2SO4 (aq)  CaSO4 (s) + CO2 (g) + H 2O () Da dissociação de CaCO 3 e de CaSO4, obtêm-se os iões CO 23 e SO 24 . Os iões sulfato, SO 24 , não reagem com água mas os iões carbonato, CO equação química: CO 23 (aq) + H 2O ()

108

 HCO



3

(aq) + OH (aq)


2 3

, sim, de acordo com a

Considere a temperatura de 25 °C e selecione a opção correta. (A) Uma solução aquosa de sulfato de cálcio apresenta um valor de pH igual a 7,0, pois é uma solução aquosa de um sal neutro. (B) Uma solução aquosa de sulfato de cálcio apresenta um valor de pH inferior a 7,0. (C) Uma solução de ácido sulfúrico apresenta iguais concentrações de iões SO

2 4

e H+.

(D) A adição de carbonato de cálcio, sob a forma de calcário, reduz a acidez do solo porque provoca a diminuição do valor do pH. 6. A água de uma piscina em boas condições de tratamento tratamen to tem um valor de pH igual a 7,5. Se a água da piscina apresentar um valor de pH igual a 6,5, qual das seguintes substâncias, HC  (aq), Na2CO3 (aq) ou NaC (aq), será indicada para ser adicionada à água (na dose certa) a fim de acertar o valor de pH? Justifique. 7. Dependendo das circunstâncias, circunstâncias, os iões cobre (II) e ferro (III) podem estar presentes na água de piscinas. Estes iões reagem com a água, de acordo com as seguintes equações químicas:

 Cu(OH) (s) + 2 H (aq) (aq) + 3 H O ()  Fe(OH) (s) + 3 H (aq)

Cu2+ (aq) + 2 H2O ()

2

Fe3+

3

2

+

+

O hidróxido de cobre (II) é azul esverdeado e o hidróxido de ferro (III) é castanho. A formação destes sólidos produz incrustações coloridas indesejáveis nos azulejos das piscinas, cuja água não apresenta o valor adequado de pH. A formação dessas incrustações ocorre quando o valor de pH da água está acima ou abaixo do valor adequado? Justifique. 8. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Numa titulação, atinge-se o ponto de equivalência… (A) sempre que o valor de pH é igual a 7. (B) quando se adiciona volumes iguais de ácido e de base. (C) quando a concentração da base é igual à concentração do ácido. (D) quando há igualdade entre o número de moles da base e do ácido. 9. Na titulação de 20,00 mL de uma solução de ácido nítrico, HNO 3 (aq), gastaram-se 10,00 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com a concentração 1,0 × 10 1 mol dm3. 9.1 Determine: 9.1.1 a concentração da solução ácida; 9.1.2 o pH no ponto de equivalência; 9.1.3 o pH da solução após a adição de 4,00 mL de solução de hidróxido de sódio.


109

9.2 Utilizando como titulado o mesmo volume de ácido acético, CH 3COOH (aq), com a mesma concentração do ácido nítrico, o volume de solução de NaOH (aq) gasto será maior, menor ou igual? 10. A titulação de 50,0 mL de uma base forte com um ácido forte com concentração igual a 1,0 × 101 mol dm3, que reagem com estequiometria de 1 para 1 (1:1), pode ser representada através do gráfico seguinte, em que P.E. representa o ponto de equivalência, a 25 °C.

Selecione a opção correta. (A) O pH no ponto de equivalência é igual a 12. (B) A concentração da base é igual a 1,0 × 10 2 mol dm3. (C) A concentração da base é igual a 1,0 mol dm 3. (D) A concentração da base é igual a 5,0 × 10 2 mol dm3. 11. 20,0 mL de ácido acético, CH3COOH (aq), são titulados com uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com concentração igual a 1,0 × 10 1 mol dm3, tendo-se gasto 15,0 mL de solução titulante.

Dado: K a(CH3COOH) = 1,8 × 10 5 (a 25 °C) 11.1 Escreva a equação química referente a esta titulação. 11.2 Determine a concentração da solução ácida. 11.3 Selecione a opção que corresponde ao valor aproximado de pOH da solução de ácido acético, a 25 °C. (A) 9

(B) 10

(C) 11

(D) 12

12. Para preparar uma solução de ácido clorídrico, HC  (aq), retiraram-se 10,0 mL deste composto de um frasco que continha as seguintes informações:  %(m/m) = 37% 

 = =

1,15 g cm 3

Este volume de ácido foi colocado num balão volumétrico de 1000 mL de capacidade, que já continha cerca de 100 mL de água desionizada. Posteriormente adicionou-se mais água até

110


perfazer o traço de referência. Rolhou-se e agitou-se o balão volumétrico, de modo a homogeneizar a solução. 12.1 Determine a concentração da solução ácida diluída. 12.2 Suponha que se procedeu à titulação de 50,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH (aq), com 25,0 mL da solução ácida previamente preparada. Calcule a concentração do titulado. 13. Misturaram-se 75,0 cm3 de uma solução de ácido nítrico, HNO 3 (aq), de concentração 0,2 mol dm 3, com 75,0 cm3 de uma solução de hidróxido de amónio, NH 4OH (aq), de concentração 0,2 mol dm 3. 13.1 Escreva a equação química que traduz esta reação. 13.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Com base nos dados do enunciado, é correto afirmar que… (A) se atingiu o ponto de equivalência. (B) não se atingiu o ponto de equivalência. (C) a solução resultante é neutra. (D) a solução resultante é básica. 14. O composto HC O (aq) ioniza-se em água segundo a equação química:

HCO (aq) + H2O ()

 CO



(aq) + H3O+ (aq)

A constante de acidez de HC O a 25 °C é 4,0 × 10 8. As percentagens relativas, em moles, das espécies C O (aq) e HCO (aq) dependem do valor de pH da solução aquosa. Selecione a opção que corresponde ao gráfico que representa de forma correta a alteração dessas percentagens com a variação de pH da solução.

15. De um balão volumétrico de 500 mL, retiraram-se 10,0 mL de uma solução de ácido acético, CH3COOH (aq), que foram titulados com uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq), de concentração igual a 1,0 × 10 1 mol dm3, tendo-se gasto 25,0 mL desta solução.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A massa de ácido que ficou no balão após a retirada de 10,0 mL da solução ácida, é de cerca de… (A) 5 g

(B) 7 g

(C) 11 g

(D) 14 g


111

16. O valor do pH da água da chuva é normalmente igual a 5,6, o que indica que a água da chuva é ligeiramente ácida. Essa acidez é devida, principalmente, à presença do ácido carbónico, H2CO3 (aq), resultante da reação entre o dióxido de carbono existente na atmosfera e a água.

Nos grandes centros urbanos, contudo, a presença de maior número de poluentes promove o aparecimento de ácidos fortes na chuva, como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico, originando o fenómeno das chuvas ácidas. Foram analisadas duas amostras, X e Y, de chuva ácida. A amostra X apresentou um valor de pH igual a 3,6 e a amostra Y apresentou um valor de pH igual a 2,6. 16.1 Qual das amostras é mais ácida? Justifique. 16.2 Que relação existe entre as concentrações de H 3O+ nas duas amostras? 17. Em determinada data e à mesma hora foram feitas determinações simultâneas de pH e do volume de água da chuva caída em três cidades da Europa, sendo os valores encontrados (nas estações de recolha) os seguintes: 

Vila Franca de Xira (Portugal): pH = 5,5; V = 100,0 cm3.



Manchester (Reino Unido): pH = 5,0; V = 89,0 cm3.



Västervik (Suécia): pH = 3,5; V = 18,0 cm3.

17.1 Determine a relação entre as concentrações de H 3O+ nas águas da chuva caídas em Vila Franca de Xira e Västervik. 17.2 Calcule a quantidade de iões H3O+, em milimoles (mmol), que existe em 80,0 cm 3 de água da chuva recolhida em Manchester. 17.3 Suponha que a referida acidez é proveniente do dióxido de enxofre emitido para a atmosfera (por queima de combustíveis com enxofre), através da transformação química global:

SO2 (g) +

1 2

O2 (g) + H2O ()  H2SO4 (aq)

Determine a massa de enxofre responsável pela quantidade de ácido sulfúrico existente na totalidade de água da chuva captada no local de recolha de Vila Franca de Xira.

112


Ficha formativa 7 Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Reações de oxidação-redução

1. Selecione a opção correta. (A) A espécie que se oxida, numa reação de oxidação-redução, é o oxidante. (B) Sempre que há uma oxidação, há simultaneamente uma redução. (C) A soma algébrica dos números de oxidação (n.o.) de todos os átomos de uma dada espécie é sempre zero. (D) A espécie que capta eletrões é o redutor. 2. Complete com o número correto de eletrões as equações que se seguem e indique, justificando, quais as que representam oxidações e quais as que representam reduções. 2.1 Na  Na+

2.2 H2  2 H+

2.4 A  A3+

2.3 O  O

3. Determine o n.o. dos elementos químicos assinalados nas espécies que se seguem. 3.1 NH 4

3.2 H2SO4

3.3 K2O2

3.4 LiH

3.7 Cr2(SO4)3

3.8 KMnO4

3.9 CO 4

3.10 PO 34





3.5 P4 

3.6 PH3

3.11 CO 23

4. Considere as equações químicas que se seguem: I. PbO (s) + CO (g)  Pb (s) + CO 2 (g) II. 3 CuO (s) + 2 NH3 (aq)  3 Cu (s) + 3 H2O () + N2 (g) III. Mg (s) + H 2SO4 (aq)  MgSO4 (aq) + H2 (g) IV. MnO2 (s) + 4 HC (aq)  MnC2 (aq) + 2 H2O () + C2 (g)

Indique para cada uma das reações químicas: 4.1 o elemento que se reduz e o elemento que se oxida; 4.2 a espécie oxidante e espécie redutora. 5. A equação química seguinte traduz a combustão do metano no ar:

CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) 5.1 Com base na equação química, determine: 5.1.1 a quantidade de dióxido de carbono produzido a partir de 3,0 mol de CH 4 (g); 5.1.2 o volume de oxigénio, nas condições PTN, necessário para a combustão completa de 0,80 g de CH4 (g); 5.1.3 o número de oxidação do carbono na molécula de dióxido de carbono. 5.2 Prove que a equação química traduz uma reação de oxidação-redução. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

113

6. Considere a seguinte equação:

C2 (aq) + 2 I  (aq)

 I (aq) + 2 C (aq) 2



Selecione a opção correta. (A) O ião I é o agente oxidante. (B) O ião I  é reduzido. (C) O número de         (D) O cloro é o agente redutor. 7. O fósforo obtém-se aquecendo o mineral fosfato de cálcio, Ca 3(PO4)2 (s), com areia, SiO 2, e carvão (carbono), C, de acordo com a equação química seguinte:

Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 (s) + 5 C (s)  3 CaSiO3 (s) + 5 CO (g) + 2 P (s) Indique: 7.1 o número de eletrões captados pelo átomo que é reduzido; 7.2 o número de eletrões cedidos pelo átomo que se oxida. 8. A equação química seguinte traduz uma reação de oxidação-redução:

A2O3 (s) + 3 H2 (g)  2 A (s) + 3 H2O (g) Dados: M(H2) = 2,02 g mol1; M(A) = 26,98 g mol 1 8.1 Indique: 8.1.1 a variação do número de oxidação do alumínio; 8.1.2 a espécie química oxidante. 8.2 Sob determinadas condições, a reação de 120,0 g de hidrogénio produz 810,0 g de alumínio metálico.

Calcule, nestas condições, o rendimento da reação. 9. A reação química entre o ferro metálico e uma solução ácida pode ser traduzida pela seguinte equação:

Fe (s) + 2 H + (aq)  Fe2+ (aq) + H 2 (g) 9.1 «A reação entre o ferro metálico e uma solução ácida é uma reação de oxidação-redução.»

Justifique esta afirmação. 9.2 Selecione a opção correta. (A) O ferro metálico é reduzido. (B) O ferro metálico é oxidado. (C) H+ é o agente redutor. (D) A variação do número de oxidação     9.3 Considerando que reagiram 3,0 mol de iões H+, determine o número de moléculas de hidrogénio que se formam. 114


10. A reação de oxidação dos iões Fe 2+ (aq) com uma solução aquosa de permanganato, em meio ácido pode ser representada de acordo com a equação química seguinte:

MnO 4 (aq) + 8 H+ (aq) + 5 Fe2+ (aq)  Mn2+ (aq) + 5 Fe 3+ (aq) + 4 H 2O () 

Para esta reação, selecione a opção correta. (A) 0,10 mol de iões MnO 4 oxida 0,10 mol de iões Fe 2+. 

(B) 0,10 mol de iões MnO 4 oxida 0,80 mol de iões Fe 2+. 

(C) A redução de 0,10 mol de iões MnO 4 provoca a formação de 0,40 mol de H 2O. 

(D) A oxidação completa de 0,50 mol de de iões Fe 2+ será acompanhada da formação de 0,10 mol de H 2O. 11. O esquema que se segue traduz o poder redutor crescente. Poder redutor crescente Hg

Ag

Cu

H2

Sn

Fe

Zn

Mg

Na

Classifique como verdadeira ou falsa, cada uma das frases seguintes. (A) O cobre é um redutor mais forte que o zinco. (B) O zinco é um redutor mais forte que o hidrogénio. (C) O hidrogénio é um redutor mais forte que o magnésio. (D) Os sais de sódio são pouco oxidantes. (E) Os iões Zn2+ são mais oxidantes do que os iões Ag +. 12. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Relativamente aos halogéneos pode afirmar-se que… (A) o cloro é mais oxidante que o bromo. (B) o bromo é menos oxidante que o iodo. (C) o ião cloreto é mais redutor que o ião iodeto. (D) o oxigénio é mais oxidante que o cloro. 13. A reação de oxidação-redução que se segue é uma reação de equilíbrio cuja constante de equilíbrio, a uma dada temperatura, é igual a 2,0 × 10 6.

I2 (s) + Sn2+ (aq)

 2 I (aq) + Sn 

4+

(aq)

13.1 Identifique, justificando, o redutor mais forte. 13.2 Determine o valor da constante de equilíbrio da reação inversa. O que traduz o valor dessa constante? Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

115

14. Com base na série eletroquímica, classifique como verdadeira ou falsa cada uma das afirmações que se seguem. (A) De entre os metais magnésio, zinco, cobalto, prata, chumbo e cobre, a prata é o melhor agente redutor. (B) O chumbo cede eletrões mais facilmente que o zinco. (C) A reação Mg 2+ (aq) + Zn (s)  Zn2+ (aq) + Mg (s) não é espontânea. (D) O ião Mg 2+ capta eletrões com mais facilidade que o ião Cu 2+. (E) Pode guardar-se uma solução de nitrato de cobre (II) num recipiente feito de chumbo. 15. Considere a seguinte equação de oxidação-redução em meio ácido.

NO 3 (aq) + 3 Ag (s) + 4 H + (aq)  3 Ag+ (aq) + NO (g) + 2 H 2O () 

15.1 Determine os números de oxidação do nitrogénio nas duas espécies químicas indicadas. 15.2 Sabendo que a reação é extensa, indique qual dos iões, Ag+ ou NO 3 , tem maior poder 

oxidante. Justifique. 16. Considere as experiências esquematizadas nas figuras seguintes.

16.1 Escreva as equações de oxidação-redução relativas às reações I e IV. 16.2 Selecione a opção que corresponde, de acordo com os resultados obtidos, à sequência correta para os poderes redutor dos metais. (A) Ag > Pb > Ni (B) Pb > Ni > Ag (C) Ni > Pb > Ag (D) Ag > Ni > Pb 16.3 Coloque por ordem decrescente dos poderes oxidantes os iões Ni2+, Pb2+ e Ag+.

116


Ficha formativa 8 Unidade 2 – Reações em sistemas aquosos Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Data ____ /____ / ____ Equilíbrio de solubilidade 1. O gráfico seguinte mostra as curvas de solubilidade dos sais nitrato de potássio, KNO 3, e sulfato de manganês, MnSO4.

1.1 Sob o ponto de vista energético, como se classificam os processos de dissolução destes dois sais? 1.2 Considere duas soluções aquosas com o volume de 100 mL e à temperatura de 80 °C:  solução X: solução de nitrato de potássio que contém aproximadamente 17,5 g deste sal;  solução Y: solução de permanganato de potássio que contém 5 g deste sal.

Com base nestes dados, selecione a opção correta. (A) As soluções X e Y estão saturadas. (B) A solução X está insaturada e a solução Y está sobressaturada. (C) A solução X está insaturada e a solução Y está saturada. (D) A solução X está saturada e a solução Y está sobressaturada. 2. Quando o hidróxido de lítio, LiOH, se dissolve em água, forma-se uma solução aquosa que contém iões Li+ e OH. Numa aula laboratorial e à temperatura ambiente, foi entregue a um grupo de alunos um copo de precipitação com a massa de 30,0 g e um dado volume de solução aquosa de hidróxido de lítio. Após terem introduzido a solução no copo de precipitação, mediram de novo a massa de conjunto, tendo obtido o valor 50,0 g.

Evaporando a solução até à secura, tornaram a medir a massa do copo com o resíduo e obtiveram o valor de 31,0 g. À temperatura referida, a solubilidade de LiOH em água é, aproximadamente, 11 g de soluto por 100 g de solução.


117

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Pode afirmar-se que na solução descrita na experiência, a percentagem em massa de LiOH era… (A) 5,0%, sendo a solução saturada. (B) 11%, sendo a solução insaturada. (C) 11%, sendo a solução saturada. (D) 5,0%, sendo a solução insaturada. 3. A solubilidade de algumas substâncias pode ser alterada pelo pH do meio. O gráfico ao lado representa a variação da solubilidade dos compostos sólidos hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3 (s), e hidróxido de alumínio, A(OH)3 (s), em função do pH.

Assim, quando o valor de pH é 2,5 existe precipitado de Fe(OH)3 (s), mas para pH igual a 1,0 este hidróxido solubiliza-se. 3.1 Considere uma solução aquosa com uma concentração 0,20 mol dm 3 em A3+. A partir de que valor de pH começará a haver precipitação de A (OH)3? 3.2 Sugira um valor, ou um intervalo, de pH que seja adequado para que ocorra a precipitação de apenas um dos compostos. Identifique esse composto. 3.3 Se adicionar 0,20 mol de cada um destes dois hidróxidos a 1,0 dm 3 de água desionizada, ocorrerá a solubilização dos mesmos? Justifique. 4. Escreva as expressões dos produtos de solubilidade dos seguintes sais: 4.1 sulfato de cálcio, CaSO 4 (s); 4.2 cloreto de chumbo, PbC 2 (s); 4.3 hidróxido de alumínio, A(OH)3 (s); 4.4 fosfato de cálcio, Ca 3(PO4)2 (s). 5. Considere a seguinte reação química:

Mg(OH)2 (s)

 Mg

2+

(aq) + 2 OH  (aq)

Selecione a opção que corresponde à expressão do produto de solubilidade, K s, para esta reação química. (A) K s =

Mg(OH)2 e 2 Mg2+e × OH-e

(B) K s = [Mg2+]e × 2 [OH]e (C) K s = [Mg2+]e × [OH] 2e (D) K s = [Mg2+]e + [OH] 2e 118


6. Considere os valores do produto de solubilidade a 25 °C, dos seguintes sais: 12 12 6 6 K s(Mg(OH)2) = 5,61 × 10  ; K s(Ag2CrO4) = 1,12 × 10  ; K s(Ca(OH)2) = 5,02 × 10  ; K s(FeF2) = 2,3 × 10  ;

K s(La(IO 3)3) = 7,5 × 10

12

6.1 Escreva a expressão do produto de solubilidade, K s, para os sais fluoreto de ferro (II), FeF 2, e iodato de lantânio, La(IO 3)3. 6.2 De entre os sais Ca(OH)2 e FeF2 diga qual o que apresenta maior solubilidade. Analise o resultado. 6.3 Coloque por ordem crescente de solubilidade os sais Ag2CrO4, La(IO3)3 e Mg(OH)2. 7. A uma dada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata, Ag 2SO4, em água é 2,0 × 10 2 mol dm3.

Determine o valor do produto de solubilidade deste sal, à mesma temperatura. 8. Uma solução básica saturada representada por X(OH) 2, apresenta, à temperatura de 25 °C, um valor de pH igual a 10. A equação para esta reação é a seguinte:

X(OH)2 (s)

 X

2+

(aq) + 2 OH  (aq)

Selecione a opção que corresponde ao valor do produto de solubilidade, K s, para este equilíbrio. (A) 5,0 × 1013 (B) 2,0 × 10 13 (C) 6,0 × 10 12 (D) 3,0 × 10 12 9. O produto de solubilidade, K s, do hidróxido de prata, AgOH, é 2,25 × 10 5, a 25 °C. Determine o valor de pH de uma solução saturada de hidróxido de prata. 10. O produto de solubilidade, K s, do cloreto de prata, AgC , é 1,77 × 10 10, a 25 °C.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A solubilidade deste sal em água é… (A) 1,3 × 10 5 mg dm3. (B) 2,6 × 105 mg dm3. (C) 5,6 mg dm3. (D) 1,9 mg dm3.


119

11. A concentração dos iões Ag + numa solução aquosa é igual a 4,0 × 10 3 mol dm3. Determine a concentração mínima em iões C , expressa em mol dm 3, para que se verifique o início da precipitação do sal cloreto de prata.

Dado: K s(AgC) = 1,77 × 1010 12. A concentração do ião cálcio, Ca 2+, no sangue é 2,5 × 10 3 mol dm3. Se a concentração do ião

oxalato, C 2O 24 , for igual a 1,0 × 10 7 mol dm3, verifica-se a precipitação do oxalato de cálcio? Dado: K s(CaC2O4) = 2,32 × 109 13. O carbonato de cálcio, CaCO 3, e o sulfato de cálcio, CaSO 4, são sais pouco solúveis. De entre estes dois sais, identifique o que apresenta o valor da solubilidade mais afetado quando se lhe adiciona um ácido forte. 14. Adicionam-se 50,0 mL de uma solução aquosa de cloreto de bário, BaC 2, com a concentração 1,0 × 10 2 mol dm3 a 50,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de sódio, Na 2SO4, com a concentração 1,0 × 10 3 mol dm3.

Considere que o volume total da mistura é igual à soma dos volumes das soluções e que 10 K s(BaSO4) é 1,08 × 10  . 14.1 Prove, através de cálculos adequados, que ocorre precipitação de sulfato de bário. 14.2 Determine a massa de precipitado formado. 15. À temperatura de 25 °C, um copo de precipitação contém 50,0 mL de uma solução aquosa com iões chumbo (II), Pb 2+, com a concentração de 2,0 × 10 2 mol dm3 e com iões prata, Ag +, com a concentração de 6,0 × 10 3 mol dm3.

A esta solução adiciona-se lentamente cloreto de potássio sólido, de forma a precipitar os cloretos de chumbo (II) e de prata. Considere que não há alteração de volume nem de temperatura. Dados: K s(PbC2) = 1,70 × 105; K s(AgC) = 1,77 × 10 10 15.1 Escreva as equações químicas que traduzem os equilíbrios de solubilidade do cloreto de prata e do cloreto de chumbo (II). 15.2 Qual dos sais, PbC 2 ou AgC, começa a precipitar primeiro? 16. Os cálculos renais são agregados cristalinos constituídos por alguns sais, entre eles o fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, que se forma através da reação entre os iões cálcio e os iões fosfato existentes no sangue.

A equação química que traduz este equilíbrio de solubilidade é a seguinte: Ca3(PO4)2 (s)

120

 3 Ca

2+

(aq) + 2 PO 34 (aq) 


16.1 Escreva a expressão que relaciona a produto de solubilidade com a respetiva solubilidade. 16.2 A formação dos cálculos renais é favorecida… (A) pela diminuição da pressão. (B) pelo aumento da pressão. (C) pela alta concentração de iões cálcio no sangue. (D) pela baixa concentração de iões fosfato no sangue.


121

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

Grupo I

Os métodos espetroscópicos constituem um suporte experimental importante para o estudo da estrutura eletrónica de átomos e moléculas. A espetroscopia atómica possibilitou a descoberta de muitos elementos até então desconhecidos. Permitiu também obter informação acerca dos elementos que existem em estrelas e planetas. 1. Selecione a opção correta. (A) Os espetros atómicos contínuos permitem identificar elementos químicos. (B) As radiações eletromagnéticas propagam-se à mesma velocidade em qualquer meio. (C) Quanto maior a frequência de uma radiação mais elevada é a respetiva energia. (D) As radiações infravermelhas, IV, são mais energéticas que as radiações ultravioletas, UV. 2. O esquema ao lado representa um diagrama de energia do átomo de hidrogénio e algumas transições eletrónicas possíveis, identificadas pelas letras A, B, C e D. 2.1 Indique o valor da energia de ionização do átomo de hidrogénio. 2.2 Indique o valor da energia mínima necessária para extrair um eletrão que se encontra no segundo estado excitado. 2.3 Determine o valor da energia correspondente à emissão de radiação visível. 2.4 Indique qual das transições eletrónicas representadas corresponde a uma risca da série de Lyman. 2.5 Em relação aos dados presentes na figura, selecione a opção correta. (A) A energia da radiação associada à transição eletrónica A é igual à soma dos módulos das energias associadas às transições eletrónicas C e D. (B) A radiação associada à transição eletrónica C é da gama ultravioleta. (C) A transição eletrónica D ocorre com absorção de energia. (D) A frequência da radiação associada à transição eletrónica D é menor que a frequência associada à transição eletrónica C.

122


Grupo II

Considere as configurações eletrónicas dos átomos A, B, C e D, em que as letras não correspondem aos verdadeiros símbolos químicos. A. [Ne] 3s1

B. [Ne] 3s2 3 p4

C. [Ne] 3s2 3 p5 D. [Ne] 3s2 3 p6

1. Considere que um elemento designado simbolicamente por E pertence ao mesmo grupo da Tabela Periódica que o elemento designado por C, mas cujos eletrões estão distribuídos por menos um nível de energia. 1.1 Escreva a configuração eletrónica do elemento E. 1.2 Indique o período da Tabela Periódica a que este elemento pertence. 2. Selecione a opção correta. (A) No estado de energia mínima, todos os eletrões de valência do átomo C possuem a mesma energia. (B) [Ne] 3s1 3 p7 representa um estado excitado do átomo D. (C) O átomo B pertence ao grupo 14 e ao terceiro período da Tabela Periódica. (D) A primeira energia de ionização do átomo B é superior à primeira energia de ionização do átomo A. 3. Compare os raios dos elementos B e C. Justifique a sua resposta. Grupo III

A figura seguinte representa quatro balões de vidro, A, B, C e D, com igual capacidade, que contêm os gases dióxido de carbono, CO 2, oxigénio, O 2, amoníaco, NH 3, e metano, CH 4, respetivamente. Estes gases são componentes da atmosfera terrestre e encontram-se nas condições PTN dentro destes balões. Dados: M(CO2) = 44,01 g mol 1; M(O2) = 32,00 g mol 1; M(NH3) = 17,03 g mol 1; 1 3 1 M(CH4) = 16,04 g mol ; V m = 22,4 dm mol (PTN) 



1. A massa de dióxido de carbono, CO 2, encerrada no balão A é 110,0 g. Determine a massa de amoníaco que está encerrada no balão C. 2. Calcule a massa volúmica do oxigénio que se encontra no balão B. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

123

3. Em relação aos gases encerrados nos balões B e D, selecione a opção correta. (A) Por terem volumes iguais, têm massas iguais. (B) Por terem volumes iguais, têm a mesma densidade. (C) Por estarem nas mesmas condições de pressão e temperatura, têm igual número de moléculas. (D) Por terem a mesma quantidade química, têm o mesmo número de átomos. 4. Considere as moléculas de NH3 e selecione a opção correta. (A) A geometria da molécula é triangular e o átomo central possui um par de eletrões não partilhado. (B) A geometria da molécula é trigonal piramidal e o átomo central possui um par de eletrões não partilhado. (C) A geometria da molécula é trigonal piramidal e o átomo central possui três pares de eletrões. (D) A geometria da molécula é tetraédrica pois possui quatro pares de eletrões ligados ao átomo central e o átomo central possui três pares de eletrões. 5. Associe, de forma correta, as fórmulas químicas da coluna I com a descrição das substâncias da coluna II. I

II

(A) NH3

1. Substância covalente que estabelece ligações de hidrogénio com a água 2. Substância metálica 3. Substância covalente cujas moléculas estão ligadas entre si por forças de London 4. Substância iónica 5. Substância covalente cujas moléculas estão ligadas entre si por forças do tipo dipolo permanente-dipolo permanente

(B) CH4 (C) HC (D) Fe (E) NaC

6. Considere a reação de síntese do amoníaco representada pela equação química:

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) O diagrama de energia ao lado é relativo à síntese do amoníaco. Dados: E (H–H) = 436 kJ mol1; E (N–H) = 391 kJ mol1; E (N  N) = 945 kJ mol

1

6.1 A que correspondem as letras X, Y e Z? 6.2 Determine os valores referentes a 1, 2 e 3. 6.3 A síntese do amoníaco é uma reação endotérmica ou exotérmica? Justifique. 124


Grupo IV

A preparação de soluções aquosas a partir de um soluto sólido, assim como a preparação de soluções aquosas por diluição de soluções previamente preparadas, são duas das Atividades Laboratoriais do Programa de Física e Química A. No laboratório, cada grupo de alunos preparou 500 mL de uma solução aquosa de cromato de potássio, K2CrO4, com a concentração 2,5 × 10 2 mol dm3. Dado: M(K2CrO4) = 194,20 g mol 1 1. Que massa de cromato de potássio foi necessário medir para preparar a solução? 2. Indique todo o material de laboratório necessário para a preparação desta solução. 3. Selecione a opção correta. (A) A concentração em iões K + é igual à concentração em iões CrO 24 . 

(B) A concentração em iões K + é igual a 5,0 × 10 2 mol dm3. (C) Considerando a massa volúmica desta solução igual a 1,0 g cm 3, a sua concentração expressa em %(m/m) é igual a 0,60%. (D) A concentração dos iões K + expressa em ppm é 4,25 × 10 3. 4. A partir a solução anterior, o grupo de alunos teve de preparar 250 mL de uma outra solução de cromato de potássio com a concentração de 1,0 × 10 3 mol dm3. 4.1 Calcule o fator de diluição. 4.2 Que volume de solução inicial se deve retirar para preparar a nova solução? 4.3 Descreva como procederia para preparar a nova solução.


125

Cotações Grupo I 1. 2.

5 pontos 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5

5 10 10 5 5

pontos pontos pontos pontos pontos 40 pontos

Grupo II 1. 1.1 1.2

5 5 5 15

2. 3.

pontos pontos pontos pontos 30 pontos

Grupo III 1. 2. 3. 4. 5. 6.

15 10 5 5 10 6.1 6.2 6.3

pontos pontos pontos pontos pontos

5 pontos 15 pontos 10 pontos 75 pontos Grupo IV

1. 2. 3. 4.

10 pontos 10 pontos 5 pontos 4.1 4.2 4.3

10 pontos 10 pontos 10 pontos Total

126


55 pontos 200 pontos

Matriz do Teste de diagnóstico

Itens

Seleção

Espetro atómico

I 1. (5)

Modelo de Bohr

I 2.5 (5)

I 2.1 (5) 2.4 (5)

I 2.2 (10)

Tabela Periódica

II 2. (5)

II 1.1 (5) 1.2 (5)

II 3. (15)

Volume molar

III 3. (5)

Ligação química e geometria molecular

III 4. (5)

Energia e reações químicas

Resposta curta

Resposta restrita

Cálculo

Total

5

I 2.3 (10)

30

III 1. (15) 2. (10)

III 5. (10) III 6.1 (5)

35

30

15

III 6.3 (10)

III 6.2 (15)

30

55

200

Atividade laboratorial

IV 3. (5)

IV 2. (10)

IV 4.3 (10)

IV 1. (10) 4.1 (10) 4.2 (10)

Total

30

35

55

80


127

Teste 1 Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ / ____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. O cianeto de hidrogénio, HCN (g), é um dos reagentes empregues na preparação do cianeto de sódio que, por sua vez, se utiliza na extração de ouro de minérios auríferos.

O cianeto de hidrogénio pode obter-se a partir da reação entre o amoníaco, NH 3 (g), e o gás natural, CH4 (g), numa atmosfera de oxigénio e na presença de um catalisador, a platina, Pt. 2 NH3 (g) + 2 CH4 (g) + 3 O 2 (g)

Pt 2 HCN (g) + 6 H O (g) 2

Num vaso reator encerraram-se 13,6 g de NH 3 (g) com 12,8 g de CH 4 (g) e 16,0 g de O 2 (g), sob condições PTN. Dados: M(NH3) = 17,03 g mol 1; M(O2) = 32,00 g mol 1; M(CH4) = 16,04 g mol 1; 1 3 1 M(HCN) = 27,03 g mol ; V m = 22,4 dm mol (PTN) 



1.1 O que se entende por reagente limitante? 1.2 Indique o reagente limitante. 1.3 Determine a massa de HCN (g) que se obtém. 1.4 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

O volume de H 2O (g) que se liberta, nas condições PTN, é… (A) 11,2 dm3.

(B) 22,4 dm3.

(C) 28,0 dm3.

(D) 44,8 dm3.

1.5 Determine a quantidade química de reagentes em excesso que permanecem no vaso reator. 2. Uma amostra de calcário com a massa de 5,00 g contém carbonato de cálcio. Esta amostra é tratada com ácido oxálico, H 2C2O4 (aq), de acordo com a equação química seguinte:

CaCO3 (s) + H2C2O4 (aq)  CaC2O4 (s) + H2O () + CO2 (g) Consumiram-se 500 mL de ácido oxálico, tendo-se obtido 4,48 g de oxalato de cálcio. Dados: M(H2C2O4) = 90,04 g mol 1; M(CaCO3) = 100,09 g mol 1; M(CaC2O4) = 128,10 g mol 1; 1

M(H2O) = 18,02 g mol

2.1 Determine o grau de pureza do carbonato de cálcio. 2.2 Sabendo que o ácido oxálico foi totalmente consumido, selecione a opção que corresponde à concentração da solução ácida. (A) 3,50 × 10 2 mol dm3 (B) 7,00 × 102 mol dm3 (C) 1,00 × 101 mol dm3 (D) 1,40 × 10 1 mol dm3 128


2.3 Considerando que a solução tem massa volúmica igual a 1,0 g cm 3, calcule a fração molar do ácido oxálico. 3. A preparação laboratorial do oxigénio é feita através do aquecimento do clorato de potássio, de acordo com a equação química seguinte:

2 KCO3 (s)  2 KC (s) + 3 O 2 (g) A partir de 24,5 g de KC O3 (s) obtiveram-se 5,00 dm 3 de oxigénio, nas condições PTN. Calcule o rendimento da reação. Dado: M(KCO3) = 122,55 g mol 1 Grupo II 1. Considere a reação química representada e a respetiva constante de equilíbrio a uma dada temperatura T .

SO3 (g) + NO (g)

 NO (g) + SO (g) ; 2

2

K c = 0,50 (à temperatura T )

Selecione a opção que permite completar corretamente a frase seguinte. Misturando 1,0 mol de SO 3 (g), 2,0 mol de NO (g), 0,50 mol de NO 2 (g) e 0,10 mol de SO 2 (g), à temperatura T , pode prever-se que, até ser atingido o estado de equilíbrio, diminuam as quantidades químicas de SO3 (g) e de NO (g), e aumentem as quantidades químicas de NO 2 (g) e de SO2 (g), porque… (A) a concentração de NO (g) é superior à concentração de SO 3 (g). (B) a concentração de SO 2 (g) é inferior à concentração de NO 2 (g). (C) o quociente da reação é inferior à constante K c. (D) o quociente da reação é superior à constante K c. 2. O óxido nítrico, NO, é formado nos gases que provém dos tubos de escape de automóveis, em movimento, pela reação entre N 2 (g) e O2 (g) da atmosfera. A equação de equilíbrio é:

N2 (g) + O2 (g)

 2 NO (g)

A constante de equilíbrio, K c, a 2127 °C, é 2,50 × 10 3. Considere que a mistura reacional, à temperatura referida, se encontra em equilíbrio e contém 2,3 × 103 mol de N2 e 3,1 × 10 2 mol de O 2, por dm3. 2.1 Com base nos dados apresentados, determine: 2.1.1 a concentração de NO, no equilíbrio; 2.1.2 a concentração inicial de N2. 2.2 Selecione a opção que corresponde ao valor da fração molar de NO. (A) 1,2 × 103

(B) 1,2 × 102

(C) 2,4 × 10 2

(D) 2,4 × 102


129

3. Num vaso reator de 5,0 dm3 de capacidade encerrou-se 1,00 mol de iodeto de hidrogénio, HI (g). À temperatura de 458 °C, o sistema reacional atinge o equilíbrio de acordo com a equação química seguinte:

2 HI (g)

 H (g) + I (g) 2

2

A quantidade química de HI (g) presente no equilíbrio, à temperatura referida, é 0,079 mol. 3.1 Determine as quantidades químicas de H2 (g) e de I2 (g), no equilíbrio. 3.2 Calcule a percentagem de HI (g) ionizado. 3.3 Selecione a opção que corresponde ao valor da constante de equilíbrio, K c, à temperatura referida. (A)17

(B) 34

(C) 1,7

(D) 3,4

4. Considere o seguinte equilíbrio químico, à temperatura de 700 °C.

NO2 (g) + SO 2 (g)

 SO (g) + NO (g) 3

Introduziram-se 10,0 mol de SO 2 (g) e 10,0 mol de NO 2 (g) num recipiente fechado, com a capacidade de 5,0 dm3. Uma vez atingido o equilíbrio, verificou-se que as concentrações de SO3 (g) e de NO (g) eram de 1,5 mol dm 3. 4.1 Determine o valor das concentrações de NO 2 (g) e de SO 2 (g) no equilíbrio. 4.2 Calcule a constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura de 700 °C. 4.3 Num outro estado de equilíbrio, para a mesma reação, as concentrações dos vários componentes são: 3

 [SO2]e = [NO2]e = 0,3 mol dm  3  [SO3]e = [NO]e = 0,9 mol dm

O que conclui acerca da temperatura destes dois estados de equilíbrio? Grupo III 1. A aspirina (ácido acetilsalicílico, C9H8O4) é preparada a partir do aquecimento do ácido salicílico, C7H6O3, com o anidrido acético, C 4H6O3. O outro produto da reação é o ácido acético, C 2H4O2.

A equação química que traduz a síntese da aspirina é: C7H6O3 (s) + C4H6O3 (s)  C9H8O4 (s) + C2H4O2 () No laboratório, entregou-se a um grupo de alunos 2,00 g de ácido salicílico e 4,00 g de anidrido acético. Dados: M(C7H6O3) = 138,12 g mol 1; M(C4H6O3) = 102,09 g mol 1; M(C9H8O4) =180,15 g mol 1 1.1 Que massa de aspirina deverão os alunos obter? 1.2 Depois de convenientemente lavada e filtrada, os alunos determinaram a massa de produto sólido obtido, tendo o resultado sido de 2,10 g.

Calcule o rendimento da reação. 130


Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5

5 10 15 5 15


2.1 2.2 2.3

10 5 15 15

pontos pontos pontos pontos

2.

3.

95 pontos Grupo II 1. 2.

5 pontos 2.1 2.1.1 2.1.2 2.2

10 pontos 5 pontos 5 pontos

3.1 3.2 3.3


4.1 4.2 4.3


3.

4.

85 pontos Grupo III 1. 1.1 1.2

10 pontos 10 pontos Total



131

Matriz do Teste 1

Itens

Seleção

Cálculo

Total

I 1.2 (10) 1.3 (15) 1.5 (15)

50

I 2.1 (10) 2.3 (15)

30

Rendimento de uma reação

I 3 (15)

15

Diferentes estados de equilíbrio

II 2.2 (5) 3.3 (5)

II 2.1.1 (10) 2.1.2 (5) 3.1 (15) 3.2 (10) 4.1 (10) 4.2 (10)

80

Quociente da reação

II 1. (5)

Cálculos estequiométricos Reagente limitante

I 1.4 (5)

Grau de pureza

I 2.2 (5)

Resposta curta Resposta restrita

I 1.1 (5)

II 4.3 (10)

5


Total

132

25

0

15


III 1.1 (10) 1.2 (10)

20

160

200

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

Grupo I 1. Encerraram-se 8,0 mol de amoníaco, NH 3 (g), num recipiente fechado com 5,0 dm 3 de capacidade. Acima de 450 °C, após algum tempo, estabelece-se o equilíbrio de acordo com a equação seguinte:

2 NH3 (g)

 N (g) + 3 H (g) 2

2

Tendo em atenção os dados presentes na figura ao lado, determine: 1.1 a concentração das espécies no equilíbrio; 1.2 o valor da constante de equilíbrio, K c. 2. Considere o equilíbrio químico traduzido pela seguinte equação:

N2O4 (g)

 2 NO (g) ; 2

H >

0

A mistura gasosa de N 2O4 (g) – gás incolor – e NO 2 (g) – gás castanho – em equilíbrio, é castanho-clara. A 25 °C, a constante de equilíbrio, K c, é 5,7 × 10 3. Selecione a opção correta. (A) Em qualquer estado de equilíbrio, a 25 °C, a quantidade de NO 2 (g) é o dobro da quantidade de N2O4 (g). (B) O valor de K c diminui se a temperatura aumentar. (C) A cor da mistura torna-se mais escura se a temperatura aumentar sem variar o volume do sistema. (D) A quantidade de N2O4 (g) aumenta se o volume do sistema aumentar, sem variar a temperatura. 3. A 250 °C, o POC 3 (g) decompõe-se de acordo com a equação química seguinte:

POC3 (g)

 POC (g) + C (g) 2

Num recipiente fechado com 1,0 dm 3 de capacidade, introduziram-se 1,50 mol de POC 3 (g). Quando se atinge o equilíbrio a quantidade de POC (g) é 0,750 mol. Dados: M(POC3) = 153,32 g mol 1; M(POC) = 82,42 g mol 1; M(C2) = 70,90 g mol 1 Determine: 3.1 a concentração de cada um dos componentes no equilíbrio; 3.2 a percentagem de dissociação de POC 3 (g); 3.3 a massa volúmica do sistema, após atingido o equilíbrio. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

133

Grupo II 1. A 25 °C, o pH de uma solução aquosa de piridina, C 5H5N (aq), de concentração 0,10 mol dm 3 é cerca de 9,0. A equação química que traduz o equilíbrio ácido-base é a seguinte:

C5H5N (aq) + H2O ()

 C H NH (aq) + OH (aq) 5 5

+



1.1 Selecione a opção que corresponde, para este equilíbrio, aos pares conjugados ácido-base. (A) C5H5N/OH e H2O/C5H5NH+ (B) C5H5N/C5H5NH+ e H2O/OH (C) C5H5NH+/C5H5N e H2O/OH (D) C5H5NH+/C5H5N e H2O/H3O+ 1.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

No equilíbrio, a concentração de iões OH  é… (A) 1,0 × 10 9 mol dm3. (B) 1,0 × 10 5 mol dm3. (C) 1,0 × 108 mol dm3. (D) 1,0 × 106 mol dm3. 1.3 Calcule a constante de basicidade, K b, da piridina. 1.4 Determine a fração de ionização da piridina. 1.5 Como se classifica a piridina, sob o ponto de vista ácido-base?

2. Considere as soluções aquosas A e B contidas nos recipientes 1 e 2, à temperatura de 25 °C. Solução A

Solução B

pH = 2,7

Copo 1 1

cCH3COOH = 2,0 × 10 mol dm

Copo 2 3

1

cNaCH3COO = 2,0 × 10 mol dm

3

2.1 Considere a solução aquosa A. 2.1.1 Escreva a equação de ionização do ácido acético. 2.1.2 Com base nos dados da figura, determine a constante de acidez, K a, do ácido acético. 134


2.1.3 Considere uma solução de ácido cianídrico, HCN (aq), com a mesma concentração do ácido acético. Sabendo que o pH desta solução é superior a 2,7, compare a força relativa do ácido acético e do ácido cianídrico, com base na extensão de ionização de cada um deles. 2.2 Considere a solução aquosa B. 2.2.1 Escreva a equação de dissociação do sal acetato de sódio. 2.2.2 Selecione a opção correta. (A) Os iões Na+ e CH3COO reagem com a água. (B) Os iões Na+ e CH3COO não reagem com a água. (C) O ião Na+ reage com a água mas o ião CH 3COO não. (D) O ião Na+ não reage com a água mas o ião CH 3COO reage. 2.2.3 Justifique o caráter básico da solução aquosa B.

Grupo III 1. No laboratório, foi entregue a cada grupo de alunos os seguintes materiais e reagentes:  uma pipeta graduada e a respetiva pompete; um tubo de ensaio; dois conta-gotas; suporte

para o tubo de ensaio.  uma solução de cromato de potássio, K 2CrO4 (aq); uma solução aquosa de hidróxido de sódio,

NaOH (aq), de concentração 0,10 mol dm 3; uma solução aquosa de ácido clorídrico, HC  (aq), de concentração 0,10 mol dm 3. No tubo de ensaio colocaram-se cerca de 10,0 mL de solução de cromato de potássio, com o auxílio da pipeta e respetiva pompete e registou-se a cor da solução. Foram adicionadas à solução algumas gotas de ácido clorídrico, sendo a equação que traduz esta reação a seguinte: 2 CrO 24 (aq) + 2 H + (aq) Amarelo

 Cr O 2

2 7

(aq) + H2O ()

Laranja

Em seguida, adicionaram-se à solução resultante algumas gotas de hidróxido de sódio. O que acontece à cor da solução? Justifique.


135

Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2


3.1 3.2 3.3


2. 3.

70 pontos Grupo II 1. 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5

5 5 15 15 10


2. 2.1 2.1.1 2.1.2 2.1.3


2.2.1 2.2.2 2.2.3


2.2

115 pontos Grupo III 1.

15 pontos Total

136



Matriz do Teste 2

Itens

Seleção



Princípio de Le Châtelier

I 2. (5)

Equilíbrio ácido-base

II 1.1 (5) 1.2 (5) 2.2.2 (5)

Total

I 1.1 (15) 1.2 (10) 3.1 (15) 3.2 (10) 3.3 (15)

65

5

II 2.1.1 (5) 2.2.1 (10)

II 1.5 (10) 2.1.3 (15) 2.2.3 (15)

II 1.3 (15) 1.4 (15) 2.1.2 (15)

III 1. (15)

Atividade laboratorial Total

Cálculo

20

15

55


115

15

110

200

137

Teste 3 Nome _ ______________________________________________ N.o _ ______ Turma ______ Avaliação ____________ Data _ _____ /_ /____ / _ _____ Professor _ _________________________ Enc. de Educação _ _______________________

Grupo I 1. Considere a reação traduzida pela equação química seguinte:

N2 (g) + O2 (g)

 2 NO (g) ;

H >

0

1.1 Consideran Considerando do que foi atingido o estado de equilíbrio, selecione a opção correta. (A) A concentração molar de cada componente permanece constante neste estado de equilíbrio. (B) O número de moles de produto da reação deverá ser igual à soma do número de moles dos reagentes não consumidos. (C) [N2]e × [O2]e = [NO]e (D) Se a temperatura aumentar, o valor numérico da constante de equilíbrio, K c, diminui. 1.2 O que acontece ao ao rendiment rendimento o da reação quando se aumenta a temperatura? Justifique. 1.3 Indique como varia o valor da constante de equilíbri equilíbrio, o, K c, quando se aumenta o volume do sistema reacional. 2. A equação química seguinte traduz uma reação de equilíbrio, à temperatura temperatura de 500 °C.

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI (g)

Uma vez atingido o equilíbrio químico verificou-se que a concentração de H 2 (g) era 0,20 mol dm 3, a de I2 (g) 0,20 mol dm 3 e a de HI (g) 2,0 mol dm 3. 2.1 À mesma temperatura, introduziram-se introduziram- se num recipiente fechado e indeformável de igual capacidade as seguintes quantidades: 0,50 mol de I 2 (g), 0,25 mol de H 2 (g) e 0,40 mol de HI (g). Verifique, justificando, se este sistema reacional está em equilíbrio. 2.2 Considere que ao sistema em equilíbri equilíbrio o se adiciona uma determinada quantidade de HI (g). 2.2.1 O que acontece ao rendimento da reação? 2.2.2 O valor da constante constante de equilíbrio, equilíbrio, K c, aumenta, diminui ou mantém-se constante? Justifique.

Grupo II 1. Considere uma amostra de água com o volume de 95 cm 3, a 60 °C. 1.1 Considerando que o K w da água a 60 °C é 9,55 × 10 14, determine o pH desta amostra de água. 138


1.2 À mesma temperatura, se adicionarmos a esta amostra de água 5,0 cm 3 de ácido nítrico, HNO3 (aq), de concentração 0,20 mol dm 3, determine: 1.2.1 a quantidad quantidadee de iões H3O+ que se adiciona à amostra de água; 1.2.2 o pH da nova solução; 1.2.3 o pOH dessa solução.

Grupo III 1. Um dos processos de obtenção obtenção de cobre metálico, metálico, Cu (s), é através da reação do óxido de cobre cobre (II), CuO (s), com o carvão, C (s). A equação química que traduz esta reação é a seguinte:

C (s) + 2 CuO (s)  2 Cu (s) + CO2 (g) Dados: M(C) = 12,01 g mol 1; M(CuO) = 79,55 g mol 1 1.1 Prove que se trata de uma reação de oxidação-red oxidação-redução. ução. 1.2 Consideran Considerando do esta equação química, selecione a opção correta. (A) C (s) é o agente oxidante. (B) A variação do número de oxidação do cobre é igual a +2. (C) C (s) é o agente redutor. (D) O número de oxidação do carbono em CO 2 é igual a +2. 1.3 Misturaram-se 40,0 g de carbono com 397,8 g de óxido de cobre (II). O volume de gás libertado, nas condições PTN, é 33,6 dm 3, considerando que a reação é completa. 1.3.1

Verifiquee que há excesso de carbono. Verifiqu

1.3.2

Calcule o rendimento da reação.

Grupo IV 1. A 25 °C misturam-se 10,0 cm 3 de uma solução aquosa de carbonato de sódio, Na 2CO3 (aq), de concentração 1,0 × 102 mol dm3, com 10,0 cm 3 de uma solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3 (aq), de concentraç concentração ão 1,0 × 10 2 mol dm3. Verifica-se a formação de um precipitado.

Dado: K s(Ag2CO3) = 8,46 × 10 12 (a 25 °C) 1.1 Escreva a equação de dissociação dos sais carbonato de sódio e nitrato de prata.


139

1.2 Considerando Consider ando o carbonato de prata, selecione a opção que correspond correspondee à relação que existe entre o produto de solubilidade, K s, e a solubilidade, s. (A) K s = 4s2 (B) K s = 4s3 (C) K s = 2s2 (D) K s = 2s3 1.3 Determine a solubilid solubilidade ade do carbonato de prata, expressa em g dm 3. 1.4 Justifiq Justifique, ue, através de cálculos, a formação do precipitado.

Grupo V 1. Numa titulação ácido-base, realizada a 25 °C, adicionou-se uma solução alcalina, com a concentração de 0,20 mol dm 3, a 25 mL de uma solução ácida, com a concentração de 0,10 mol dm3. A variação do pH nessa titulação é representada pelo gráfico ao lado. 1.1 A solução titulante é ácida ou básica? 1.2 Determine o volume de titulante adicionado. 1.3 Selecione a opção que contém o titulado e o titulante, respetivamente, correspondentes à curva de titulação representada. (A) Ácido clorídrico – hidróxido de potássio. (B) Ácido acético – hidróxido de sódio. (C) Ácido nítrico – hidróxido de amónio. (D) Hidróxido de sódio – ácido acético. 1.4 O quadro seguinte contém três indicadores ácido-base e as respetivas zonas de viragem. Indicador ácido-base

Zona de viragem

Alaranjado de metilo

3,2 – 4,2

Vermelho de metilo

4,2 – 6,3

Fenolftaleína

8,2 – 10

De entre os indicadores ácido-base apresentados, indique, justificando, qual o mais adequado a esta titulação.

140


Cotações Grupo I 1. 1.1 1.2 1.3


2.1 2.2

10 pontos

2.

2.2.1 2.2.2

10 pontos 5 pontos 50 pontos Grupo II

1. 1.1 1.2

10 pontos 1.2.1 1.2.2 1.2.3

10 pontos 15 pontos 10 pontos 45

pontos

Grupo III 1. 1.1 1.2 1.3

10 pontos 5 pontos 1.3.1 1.3.2

10 pontos 10 pontos 35

pontos

Grupo IV 1. 1.1 1.2 1.3 1.4

10 5 10 10

pontos pontos pontos pontos 35

pontos

Grupo V 1. 1.1 1.2 1.3 1.4

10 10 5 10 Total


pontos pontos pontos pontos 35 pontos 200 pontos

141

Matriz do Teste 3

Itens


Seleção

I 1.1 (5)

Resposta curta

Resposta restrita

Cálculo

Total

I 2.2.2 (5)

I 1.2 (10) 1.3 (10) 2.2.1 (10)

I 2.1 (10)

50

II 1.1 (10) 1.2.1 (10) 1.2.2 (15) 1.2.3 (10)

45

III 1.1 (10)

III 1.3.1 (10) 1.3.2 (10)

35


Reações de oxidação-redução

III 1.2 (5)

Equilíbrio de solubilidade

IV 1.2 (5)

IV 1.1 (10)

IV 1.4 (10)

IV 1.3 (10)

35


V 1.3 (5)

V 1.1 (10)

V 1.4 (10)

V 1.2 (10)

35

Total

20

25

60

95

200

142


Teste global 1 (11.o ano) Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ / ____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Pretende-se obter um precipitado de hidróxido de alumínio, A(OH)3 (s), no tratamento de uma amostra de água, através da reação completa entre 50,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de alumínio, A2(SO4)3 (aq), de concentração 0,500 mol dm 3 e uma solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH (aq).

A equação química que traduz a reação é a seguinte: A3+ (aq) + 3 OH  (aq)  A(OH)3 (s) Dados: M(KOH) = 56,11 g mol 1; M(A(OH)3) = 78,00 g mol 1 1.1 Determine a quantidade química de A(OH)3 que precipita. 1.2 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

A quantidade química de KOH necessária é… (A) 1,5 × 102 mol. (B) 1,5 × 101 mol. (C) 3,0 × 102 mol. (D) 3,0 × 101 mol. 1.3 Considerando uma amostra de 15,0 g de KOH com 10% de impurezas, determine a massa de A(OH)3 (s) que se obtém. Grupo II 1. O gráfico da figura ao lado representa a variação da concentração dos reagentes A (g) e B (g), para originar o produto da reação A 2B (g). 1.1 Indique as concentrações dos reagentes e produto da reação, no início da reação e no estado de equilíbrio. 1.2 A equação química que traduz a reação de equilíbrio é…

 A B (g) (B) A (g) + 2 B (g)  2 A B (g) (C) 2 A (g) + B (g)  A B (g) (D) A (g) + 2 B (g)  2 A B (g) (A) A (g) + B (g)

2

2

2

2

1.3 Determine o valor da constante de equilíbrio, K c. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

143

2. Considere o sistema reacional traduzido pela seguinte equação química:

2 C3H6 (g)

 C H (g) + C H (g) 2 4

4 8

No intervalo de 300 K a 600 K, a constante de equilíbrio, K c, varia de acordo o gráfico seguinte.

2.1 Justifique se a reação é exotérmica ou endotérmica. 2.2 À temperatura de 500 K misturaram-se 2,5 × 10 2 mol de cada um dos componentes do sistema reacional, num vaso com 1,0 dm 3 de capacidade. Preveja o sentido em que o sistema evolui até atingir um estado de equilíbrio. Justifique, através de cálculos, a sua escolha. 3. A uma dada temperatura T introduziu-se, num recipiente fechado de capacidade fixa, certa quantidade de X (g) e de Y (g), tendo-se estabelecido o equilíbrio traduzido pela equação química seguinte:

X (g)

 Y (g)

À mesma temperatura, foram adicionados 4,0 × 10 2 mol de X (g) e, passado um certo intervalo de tempo, estabeleceu-se um novo estado de equilíbrio. 3.1 As quantidades de X (g) e de Y (g) aumentaram, diminuíram ou mantiveram-se? Justifique. 3.2 O que acontece ao valor da constante de equilíbrio?

Grupo III 1. Os esquemas químicos seguintes traduzem equilíbrios ácido-base. (A) HBr (aq) + NH3 (aq)

 _____ + _____



(B) NH 4 (aq) + _____ H3O+ (aq) + _____ 

1.1 Complete os esquemas de modo a transformá-los em equações químicas. 1.2 Escreva os pares conjugados ácido-base. 144


Grupo IV 1. O produto de solubilidade do iodeto de prata, AgI (s), a 25 °C, é 8,52 × 10 17. 1.1 Escreva a equação química que traduz o equilíbrio de solubilidade deste sal. 1.2 Sabendo que o produto de solubilidade do iodeto de prata aumenta com a temperatura, justifique se a dissolução do sal em água é endotérmica ou exotérmica. 1.3 A 25 °C, adicionaram-se 50,0 mL de uma solução aquosa de AgNO 3 (aq) com a concentração 0,10 mol dm3 a 50,0 mL de uma solução aquosa de KI (aq) com a concentração 0,10 mol dm 3. Verifique se ocorre formação de precipitado.

Apresente todas as etapas de resolução. 1.4 Considere uma solução saturada de iodeto de prata, AgI. A temperatura constante, quando se adiciona uma pequena quantidade de iodeto de sódio, NaI (sal muito solúvel), o número de moles dissolvidos por unidade de volume aumenta, diminui ou mantém-se?

Grupo V 1. Considere as seguintes experiências.

O esquema que se segue traduz o poder redutor crescente de alguns metais. Poder redutor crescente

Hg

Ag

Cu

Sn

Fe

Zn

1.1 Escreva a equação de oxidação-redução da reação que ocorre no copo I. 1.2 Escreva as semirreações de oxidação e de redução correspondentes. 1.3 Coloque por ordem crescente de poder oxidante os iões Cu 2+, Ag+ e Zn2+.


145


15 pontos 5 pontos 15 pontos 35 pontos Grupo II

1. 1.1 1.2 1.3


2.1 2.2

15 pontos 15 pontos

3.1 3.2

15 pontos 10 pontos

2.

3.


10 pontos 10 pontos 20 pontos Grupo IV

1. 1.1 1.2 1.3 1.4

5 10 15 10


Grupo V 1. 1.1 1.2 1.3

5 pontos 10 pontos 10 pontos Total

146



Matriz do Teste global 1 (11.o ano)

Itens

Seleção

Cálculos estequiométricos Reagente limitante

I 1.2 (5)


Grau de pureza

II 1.1 (10)

II 2.1 (15)

Princípio de

II

II

Le Châtelier

3.2 (10)

3.1 (15)

Equilíbrio

III

III

ácido-base

1.1 (10)

1.2 (10)

Equilíbrio

IV

de solubilidade

1.1 (5)


V


Total

II 1.2 (5)

1.1 (5)

10

40

IV 1.2 (10) 1.4 (10)

Cálculo

Total

I 1.1 (15)

20

I 1.3 (15)

15

II 1.3 (10) 2.2 (15)

55

25

20

IV 1.3 (15)

40

V 1.2 (10)

25

1.3 (10) 80


70

200

147

Teste global 2 (11.o ano) Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ / ____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. O cloro, C 2 (g), é preparado industrialmente pela eletrólise de uma solução concentrada de cloreto de sódio, NaC  (aq). A equação química que traduz esta reação é a seguinte:

2 NaC (aq) + 2 H2O ()  2 NaOH (aq) + H2 (g) + C2 (g) Dados: M(NaC) = 58,44 g mol 1; M(H2O) = 18,02 g mol 1; V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 1.1

Pretende-se produzir cloro, C 2 (g), por eletrólise de uma solução de 585 g de NaC  em 1,00 kg de água. 1.1.1

Identifique o reagente em excesso.

1.1.2

Determine a quantidade química de NaOH obtida, admitindo que a reação se processa com um rendimento de 80%.

1.1.3

Que volume total de gases se liberta, nas condições PTN?

1.1.4

Selecione a opção correta. (A) Na solução de NaOH existem mais iões H 3O+ do que iões OH . (B) Na solução de NaOH existem menos iões H 3O+ do que iões OH . (C) Na solução de NaOH existe igual número de iões H 3O+ e de iões OH. (D) O pH desta solução de NaOH é igual a 5.

1.2 Num recipiente indeformável e fechado, com 100 dm3 de capacidade, introduziram-se iguais quantidades de H2 (g) e C2 (g), obtidos da reação anterior, à temperatura de 2800 °C.

Os dois gases reagem entre si de acordo com a seguinte equação de equilíbrio: H2 (g) + C2 (g)

 2 HC (g)

No estado de equilíbrio existem 0,435 mol de H 2 (g) e 0,435 mol de C 2 (g). 1.2.1

Sabendo que a constante de equilíbrio, K c, desta reação é 1,9 × 10 2, determine a concentração de HC no equilíbrio.

1.2.2

Selecione a opção correta. (A) A quantidade química de HC  formado é igual à quantidade química total de H2 (g) e de C2 (g) consumidos. (B) Aumentando a pressão, o rendimento da reação aumenta. (C) Se ao sistema em equilíbrio se adicionar o dobro de H 2 (g) obtém-se o dobro de HC (g). (D) Diminuindo a pressão do sistema reacional em equilíbrio, este desloca-se no sentido da reação direta.

148


Grupo II 1. Prepara-se um determinado volume de solução aquosa de ácido propanoico, CH 3CH2COOH (aq), a 25 °C. A equação química seguinte traduz o equilíbrio que se estabelece.

CH3CH2COOH (aq) + H2O ()

 CH CH COO (aq) + H O (aq) 3

2



3

+

Dado: K a(CH3CH2COOH) = 1,38 × 10 5 (a 25 °C) 1.1 Justifique que se trata de um equilíbrio ácido-base e indique os respetivos pares conjugados ácido-base. 1.2 O pH da solução ácida, à temperatura referida, é igual a 2,9. Calcule a concentração de todas espécies em equilíbrio. 1.3 Que percentagem de ácido propanoico se ionizou? 1.4 A concentração da solução de ácido propanoico foi confirmada titulando, a 25 °C, 20,0 cm 3 desta solução com uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 5,0 × 102 mol dm3. 1.4.1

Escreva a equação química que traduz a reação entre a solução de ácido propanoico e a solução de hidróxido de sódio.

1.4.2

Determine o volume de solução de hidróxido de sódio que se terá gasto nesta titulação, até se atingir o ponto de equivalência.

1.4.3

Escolha, dos indicadores referidos no quadro seguinte, o mais apropriado para esta titulação. Justifique a sua escolha de acordo com o pH da solução no ponto de equivalência. Indicador

Zona de viragem

Alaranjado de metilo

3,2 – 4,2

Vermelho de metilo

4,2 – 6,3

Fenolftaleína

8,2 – 10,0

Grupo III 1. A dissolução do cloreto de prata, AgC  (s), em água pode ser representada pela equação química seguinte:

AgC (s)

 Ag (aq) + C (aq) +



O gráfico ao lado é um gráfico das concentrações de iões prata, Ag+ (aq), e iões cloreto, C  (aq), que satisfaz a expressão do produto de solubilidade, K s. 1.1 Escreva a expressão de K s para este equilíbrio. 1.2 Com base nos valores do gráfico, determine o valor de K s. 1.3 «A curva foi traçada sem que ocorresse variação de temperatura.» Justifique esta afirmação. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

149

1.4 Selecione a opção correta. (A) Nas situações X e T, a solução é saturada. (B) Nas situações Y e Z, a solução é sobressaturada. (C) Nas situações Y e Z, a solução é saturada. (D) Na situação X, o valor de Qs é superior ao valor de K s.

Grupo IV 1. Com o objetivo de comparar o poder redutor de metais, um grupo de alunos realizou alguns ensaios com amostras de cobre, magnésio e zinco. Usaram soluções aquosas contendo iões dos mesmos metais, além de uma solução aquosa de ácido clorídrico.

Todos os ensaios foram realizados à temperatura de 25 °C e todas as soluções aquosas que contêm iões metálicos apresentam a concentração de 1,0 mol dm 3. Nas figuras seguintes estão esquematizados os ensaios que se realizaram, devidamente numerados.

1.1 Descreva o que ocorreu nos ensaios 1 e 5. 1.2 Escreva as semirreações de oxidação e de redução que ocorrem nos ensaios 4 e 6. 1.3 Compare o poder redutor dos metais cobre, zinco e magnésio. 1.4 Compare o poder oxidante dos iões Cu2+, Zn2+ e Mg2+.

150



Com base nos resultados representativos dos diferentes ensaios, pode afirmar-se que… (A) todos os metais são atacados pelo ácido clorídrico. (B) no ensaio 7 o zinco é o agente redutor. (C) no ensaio 1 o ião Mg 2+ é o agente redutor e Cu (s) é o agente oxidante. (D) o gás libertado pela reação entre Zn (s) e HC  (aq) é o cloro, C 2 (g).


151

Cotações Grupo I 1. 1.1 1.1.1 1.1.2 1.1.3 1.1.4

15 10 15 5

pontos pontos pontos pontos

1.2.1 1.2.2

10 pontos 5 pontos

1.2

60 pontos Grupo II 1. 1.1 1.2 1.3 1.4

10 pontos 10 pontos 10 pontos 1.4.1 1.4.2 1.4.3

5 pontos 10 pontos 15 pontos 60 pontos Grupo III

1. 1.1 1.2 1.3 1.4

5 10 10 5


Grupo IV 1. 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5

10 15 10 10 5 Total

152


pontos pontos pontos pontos pontos 50 pontos 200 pontos

Matriz do Teste global 2 (11.o ano)

Itens

De seleção


Cálculo

Total

I

Cálculos estequiométricos

1.1.1 (15)

40

1.1.2 (10) 1.1.3 (15)

Diferentes estados

I

I

de equilíbrio

1.2.2 (5)

1.2.1 (10)

Equilíbrio

I

II

ácido-base

1.1.4 (5)

1.4.1 (5)

II

II

1.2 (10)

1.1 (10) 1.4.3 (15)

15

1.3 (10)

65

1.4.2 (10)

Equilíbrio

III

III

III

III

de solubilidade

1.4 (5)

1.1 (5)

1.3 (10)

1.2 (10)

30

IV Atividade laboratorial

IV

IV

1.1 (10)

1.5 (5)

1.2 (15)

1.3 (10)

50

1.4 (10)

Total

20

25

65


90

200

153

Teste global 3 (10.o e 11.o anos) Nome _____________________________________________ N.o _____ Turma ______ Avaliação ____________ Data ____ /____ / ____ Professor ________________________ Enc. de Educação ______________________

Grupo I 1. Na figura seguinte, X, Y, Z e T representam transições eletrónicas num átomo de hidrogénio, às quais está associada a emissão de determinadas radiações eletromagnéticas.

1.1 Qual das radiações, Z ou T, tem maior frequência? Justifique. 1.2 A série de Lyman inclui radiações associadas às radiações X e Y. Qual destas radiações tem um maior valor de frequência? 1.3 É possível excitar o eletrão de um átomo de hidrogénio no estado de energia mínima, por absorção de uma radiação visível? Justifique. Grupo II 1. O amoníaco é o composto de nitrogénio mais importante a nível industrial. É um gás incolor com cheiro característico e sufocante, preparado a partir de N 2 (g) e de H 2 (g) pelo processo de Haber.

O amoníaco reage com a água de acordo com a equação química seguinte: NH3 (aq) + H2O ()

 NH

 4

(aq) + OH (aq)

1.1 Prove que esta reação é um equilíbrio ácido-base. 1.2 Escreva os pares conjugados ácido-base.

154


1.3 Complete as frases da coluna I, fazendo a correspondência correta com as opções da coluna II. Justifique. I

II

(A) Adicionando cloreto de amónio, NH4C, à solução, … (B) Adicionando uma solução aquosa de NaOH … (C) Fazendo borbulhar HC  (g) na solução, …

1. … a concentração de NH 4 aumenta. 2. … a concentração de NH 3 mantém-se.  3. … a concentração de OH aumenta.  4. … a concentração de OH diminui. 5. … nada se pode concluir.

1.4 Da reação do ácido nítrico com uma solução de amoníaco obtém-se nitrato de amónio. Esta reação pode ser traduzida pela seguinte equação química:

HNO3 (aq) + NH3 (aq)  NH4NO3 (aq) O nitrato de amónio pode ser utilizado para corrigir o pH dos solos. Com a sua utilização pretende-se compensar o excesso ou deficiência de acidez? Justifique a resposta escrevendo as equações das reações referidas. 2. Considere as moléculas de amoníaco, NH3, e de água, H2O.

Selecione a opção correta. (A) A geometria da molécula de amoníaco é triangular plana. (B) Tanto as moléculas de amoníaco como as moléculas de água estabelecem entre si ligações de hidrogénio. (C) A molécula de amoníaco possui três pares de eletrões não partilhados e a molécula de água possui dois pares de eletrões não partilhados. (D) O ângulo de ligação na molécula da água é menor que o ângulo de ligação na molécula de amoníaco. 3. A figura seguinte representa um pequeno excerto da Tabela Periódica, onde estão colocados os elementos 7N, 9F e 15P.

3.1 Com base na figura, selecione a opção correta. (A) Os elementos N e F pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. (B) O elemento P é menos reativo que o elemento N. (C) O raio atómico de N é superior ao raio atómico de F. (D) A energia de primeira ionização de P é superior energia de primeira ionização de N. 3.2 O elemento cuja configuração eletrónica no estado fundamental é 1 s2 2s2 2 p4 apresenta maior, menor ou igual primeira energia de ionização que o flúor? Justifique. Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

155

Grupo III 1. A reação química entre uma solução aquosa de dicromato de potássio, K 2Cr2O7 (aq), e uma solução aquosa de cloreto de sódio, NaC  (aq), em meio ácido, pode traduzir-se através da equação seguinte:

Cr2O 27 (aq) + 6 C (aq) + 14 H+ (aq)  2 Cr3+ (aq) + 3 C 2 (g) + 7 H2O () 

Os iões K+ e Na+ são iões espectadores, pelo que não estão incluídos na equação iónica. Dado: V m = 22,4 dm3 mol1 (PTN) 1.1 Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Sendo esta reação uma reação de oxidação-redução, pode afirmar-se que… (A) C é a espécie oxidante. (B)             (C) Cr2O 27 é a espécie oxidante porque contém o elemento que se oxida. 

(D) a espécie Cr 2O 27 sofre oxidação. 

1.2 Considere que se libertam 500 cm3 de C2 (g), nas condições PTN. 1.2.1

Determine a quantidade química de ião dicromato que reagiu, se o rendimento for de 100%.

1.2.2

Selecione a opção que corresponde à quantidade química de iões K + presentes na solução de dicromato de potássio. (A) 7,50 × 102 mol (B) 15,0 × 102 mol (C) 22,5 × 102 mol (D) 30,0 × 10 2 mol

1.2.3

Qual seria o número de iões C  consumidos se o rendimento da reação fosse de 80%, para obter 0,500 dm 3 de C2? Grupo IV

1. O ácido nítrico, HNO 3 (aq), é um ácido forte que é frequentemente utilizado como agente oxidante nas misturas combustíveis para a produção de energia mecânica, por exemplo, nos foguetes.

Considere uma solução aquosa de ácido nítrico que se obteve a partir da dissolução de 31,5 g de HNO3 em água, até se obter o volume de 500 mL de solução ácida. Esta solução, a 25 °C, apresenta massa volúmica igual a 1,03 g cm 3. Dado: M(HNO3) = 63,02 g mol 1

156


1.1 Selecione a opção que corresponde à concentração da solução ácida de ácido nítrico. (A) 1,0 mol dm 3

(B) 2,0 mol dm3

(C) 2,5 mol dm3

(D) 3,0 mol dm3

1.2 Determine a percentagem em massa, %( m/m), do ácido nítrico nesta solução. 1.3 Calcule o volume de solução de hidróxido de sódio, NaOH (aq), com a concentração de 0,25 mol dm 3, capaz de neutralizar 5,0 mL da solução ácida preparada. Grupo V 1. Num laboratório descolaram-se acidentalmente os rótulos de dois frascos. Um dos frascos continha uma solução aquosa de carbonato de sódio, Na 2CO3 (aq), e o outro frasco continha uma solução aquosa de sulfato de sódio, Na 2SO4 (aq), ambas com a concentração de 2,0 × 10 3 mol dm3.

Para identificar as soluções que cada um dos frascos continha, realizaram reações de precipitação, utilizando para o efeito uma solução aquosa de nitrato de prata, AgNO 3 (aq), procedendo do seguinte modo: 1.o Colocaram uma amostra de cada uma das soluções a identificar, em dois tubos de ensaio que numeraram com 1 e 2. 2.o Adicionaram igual número de gotas de solução aquosa de nitrato de prata, até observar o início da precipitação num dos tubos. O registo de observações encontra-se na tabela que se segue: Tubos de ensaio

Antes de adicionar AgNO 3 (aq)

Depois de adicionar AgNO 3 (aq)

Tubo 1

Solução incolor

Solução incolor

Tubo 2

Solução incolor

Solução incolor + precipitado

De acordo com as observações registadas, os alunos concluíram que o tubo de ensaio 1 continha solução aquosa de sulfato de sódio e que tubo de ensaio 2 continha solução aquosa de carbonato de sódio. Dados: K s(Ag2CO3) = 8,46 × 10 12 (a 25 °C); K s(Ag2SO4) = 1,20 × 10 5 (a 25 °C) 1.1 Explique como os alunos chegaram àquela conclusão, com base nas expressões e nos valores dos produtos de solubilidade do sulfato de sódio e do carbonato de sódio. 1.2 Escreva a equação química que traduz o equilíbrio de solubilidade no tubo de ensaio 2, após a experiência. 1.3 Calcule a concentração mínima em iões prata, Ag + (aq), para provocar a precipitação no tubo 1. 1.4 Adicionando NH3 (aq) ao tubo de ensaio 2 após a precipitação de Ag 2CO3 (s), pode obter-se a solubilização deste precipitado. Justifique esta afirmação com base no Princípio de Le Châtelier, sabendo que o ião complexo [Ag(NH 3)2]+ (aq) é estável.


157


10 pontos 5 pontos 10 pontos 25 pontos Grupo II

1. 1.1 1.2 1.3 1.4

10 5 15 10 5

3.1 3.2

5 pontos 10 pontos

2. 3.



5 pontos 1.2.1 1.2.2 1.2.3

15 pontos 5 pontos 15 pontos 40 pontos Grupo IV

1. 1.1 1.2 1.3

5 pontos 15 pontos 10 pontos 30 pontos Grupo V

1. 1.1 1.2 1.3 1.4

10 10 15 10 Total

158


pontos pontos pontos pontos 45 pontos 200 pontos

Matriz do Teste global (10.o ano e 11.o ano)

Itens

De seleção


I 1.2 (5)

Átomo de hidrogénio

Tabela Periódica

II 3.1 (5)

Ligação química e geometria molecular

II 2. (5)

25

II 3.2 (10)

15

5

III 1.2.1 (15) 1.2.3 (15) IV 1.2 (15)

II 1.3 (15)

Princípio de Le Châtelier


IV 1.1 (5)

Reações de oxidação-redução

III 1.1 (5) 1.2.2 (5)


25

Total

I 1.1 (10) 1.3 (10)

Cálculos estequiométricos

Total

Cálculo

II 1.2 (5)

II 1.1 (10) 1.4 (10)

45

15

IV 1.3 (10)

40

10

V 1.2 (10)

V 1.1 (10) 1.4 (10)

V 1.3 (15)

45

20

85

70

200


159

Critérios específicos de classificação

Na classificação das respostas aos itens que envolvam a realização de cálculos, consideram-se dois tipos de erros:  Erros tipo 1 – erros de cálculo numérico, transcrição incorreta de valores numéricos na

resolução, conversão de unidades, desde que coerentes com a grandeza calculada, ou apresentação de unidades incorretas no resultado final, também desde que coerentes com a grandeza calculada.  Erros tipo 2 – erros de cálculo analítico, ausência de conversão de unidades (qualquer que seja o

número de conversões não efetuadas, contabiliza-se apenas um erro tipo 2), ausência de unidades no resultado final, apresentação de unidades incorretas no resultado final não coerentes com a grandeza calculada e outros erros que não possam ser considerados de tipo 1. À soma das pontuações atribuídas às etapas apresentadas deve(m) ser subtraído(s):  1 ponto, se forem cometidos apenas erros de tipo 1, qualquer que seja o seu número.  2 pontos, se for cometido apenas um erro de tipo 2, qualquer que seja o número de erros de

tipo 1 cometidos.  4 pontos, se forem cometidos mais do que um erro de tipo 2, qualquer que seja o número de

erros de tipo 1 cometidos. Grupo I 1. 1.1 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Identifica a radiação Z como a radiação de maior energia. B. Conclui que a radiação Z é a que tem maior frequência, devido à proporcionalidade direta entre as grandezas frequência e energia. Níveis

160

Descritores do nível de desempenho

Pontuação

1

A resposta integra os dois tópicos de referência com organização coerente dos conteúdos e linguagem científica adequada.

10

2

A resposta integra os dois tópicos de referência com f alhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

3

A resposta integra apenas um dos tópicos de referência com linguagem científica adequada.

5

4

A resposta integra apenas um dos tópicos de referência com falhas na utilização da linguagem científica.

3


1.2 ......................................................................................................................................... 5 pontos

Identifica a radiação X por ter maior valor de energia. 1.3 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Refere que só é possível excitar o eletrão do átomo de hidrogénio no estado fundamental (n = 1) com radiação UV. B. Como E (radiação visível) < E (radiação UV), conclui que a radiação visível não possui energia suficiente para excitar o eletrão do átomo de hidrogénio no estado fundamental. Níveis


Pontuação

1


10

2

A resposta integra os dois tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

3


5

4


3

Grupo II 1. 1.1 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Assinala a transferência de H +.

NH3 (aq) + H2O ()

 NH





(aq) + OH  (aq)

B. Conclui, com base na Teoria Protónica, que se trata de um equilíbrio ácido-base e identifica o ácido e a base. Níveis


Pontuação

1


10

2

A resposta integra os dois tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

3


5

4


3


161

1.2 ......................................................................................................................................... 5 pontos

Pares conjugados ácido-base: NH  /NH3 e H2O/OH. 

1.3 ...................................................................................................................................... 15 pontos (A) – 1 e 4 ...................................................................................................................... 5 pontos (B) – 3 ........................................................................................................................... 5 pontos (C) – 1 e 4 ...................................................................................................................... 5 pontos 1.4 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Escreve a equação de dissociação do nitrato de amónio [NH 4NO3 (aq)

 NH



4

(aq) + NO 3 (aq)] 

e conclui que o ião NO 3 não reage com a água (base conjugada muito fraca de um ácido 

forte) mas que o ião NH 4 reage (ácido fraco conjugado de uma base fraca – NH 3). 

B. Escreve a equação da reação do ião NH 4 com a água e que a solução resultante é ácida. 

NH 4 (aq) + H2O () 

 NH (aq) + H O (aq) 3

3

+

C. Conclui que compensa a deficiência de acidez no solo, na medida em que desta reação resulta um aumento na concentração em iões H 3O+. Níveis


Pontuação

4

A resposta integra os três tópicos de referência com organização coerente dos conteúdos e linguagem científica adequada.

10

3

A resposta integra os três tópicos de referência com fa lhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

2

A resposta integra apenas dois dos tópicos de referência com organização coerente dos conteúdos e linguagem científica adequada.

5

1

A resposta integra apenas dois dos tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica. OU

3


A ausência de estados físicos nas equações químicas implica a penalização de 2 pontos. 2. ................................................................................................................................................ 5 pontos

Opção (B).

162


3. 3.1 ........................................................................................................................................ 5 pontos

Opção (C). 3.2 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Refere que o elemento tem número atómico igual a 8 e que pertence ao mesmo período do flúor. B. Conclui que a primeira energia de ionização do elemento é menor do que a primeira energia de ionização do flúor, visto que a primeira energia de ionização aumenta ao longo do período, pois aumenta a carga nuclear. Níveis


Pontuação

1


10

2

A resposta integra os dois tópicos de referência com fa lhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

3


5

4


3

Grupo III 1. 1.1 ......................................................................................................................................... 5 pontos

Opção (B). 1.2 1.2.1 ........................................................................................................................... 15 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Calcula a quantidade de C 2 que se liberta, nas condições PTN, (n = 2,23 × 10 2 mol). .................................................. 10 pontos B. Calcula a quantidade de ião dicromato (Cr 2O 27 )

que reagiu (n = 7,4 × 103 mol). ..................................................................... 5 pontos 1.2.2 .............................................................................................................................. 5 pontos

Opção (B).


163

1.2.3 ........................................................................................................................... 15 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Calcula a quantidade de iões cloreto, C , consumidos, considerando o rendimento da reação 100% ( n = 4,46 × 10 2 mol). ............. 5 pontos B. Calcula a quantidade de iões cloreto, C , consumidos quando o rendimento é 80% ( n = 5,58 × 102 mol). ...................................... 5 pontos C. Calcula o número de iões cloreto, C , consumidos (N = 3,3 × 1022). ............ 5 pontos Grupo IV 1. 1.1 ......................................................................................................................................... 5 pontos

Opção (A). 1.2 ...................................................................................................................................... 15 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Calcula a massa de solução de ácido nítrico ( msolução = 515 g). ............................................................................ 5 pontos B. Calcula a percentagem em massa do ácido nítrico na solução ácida (%( m/m) = 6,1%). ...................................................................... 10 pontos 1.3 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Considera que no ponto de equivalência o número de moles de ácido é igual ao número de moles da base (pelo que o número de iões H 3O+ é igual ao número de iões OH, dado que a estequiometria da reação é de 1:1). ............................... 5 pontos B. Calcula o volume de NaOH adicionado até ao ponto de equivalência (V = 2,0 × 102 dm3). ................................................................................................ 5 pontos Grupo V 1. 1.1 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Refere que as soluções aquosas dos sais carbonato de sódio, Na 2CO3, e sulfato de sódio,

Na2SO4, têm igual concentração de iões CO 23 e de iões SO 24 , porque estes são sais 



muito solúveis em água. As suas soluções têm igual concentração e são constituídas por iões em proporções estequiométricas iguais.

164


B. Escreve as equações químicas que representam os equilíbrios de solubilidade e as respetivas expressões dos produtos de solubilidade.

 2 Ag (aq) + CO Ag SO (aq)  2 Ag (aq) + SO Ag2CO3 (aq) 2

4

+

2 3

(aq);

K s = [Ag ] × [CO 23 ]

+ 2



+

2 4

(aq);

K s = [Ag ] × [SO 24 ]

+ 2



C. Conclui que o carbonato de prata é o sal que precipita em primeiro lugar porque é o que atinge primeiro o respetivo valor de K s. Níveis


Pontuação

4


10

3

A resposta integra os três tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

2


5

1

A resposta integra apenas dois dos tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica. OU

3


1.2 ...................................................................................................................................... 10 pontos

Equação química: Ag2CO3 (s)

 2 Ag (aq) + CO +

2 3

(aq)

A ausência de estados físicos implica a penalização de 2 pontos. 1.3 ...................................................................................................................................... 15 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Escreve a equação química que traduz o equilíbrio de solubilidade de Ag2SO4 (s).

Ag2SO4 (s)

 2 Ag (aq) + SO +

2 4

(aq) ........................................................................ 3 pontos

B. Calcula a concentração mínima necessária em iões Ag + para provocar a precipitação do sulfato de prata ([Ag +] = 8,7 × 102 mol dm3). .............................. 6 pontos C. Conclui que para provocar a precipitação do sal no tubo 1 é necessário que [Ag+] seja superior a 8,7 × 102 mol dm3. ........................................................ 6 pontos


165

1.4 ...................................................................................................................................... 10 pontos

A resolução deve apresentar as seguintes etapas: A. Refere que quando se adiciona NH 3 (aq) ao tubo 2, que contém Ag2CO3, ocorre uma reação entre os iões Ag + e NH3 (aq), formando-se o ião complexo [Ag(NH 3)2]+. B. Conclui que a ocorrência desta reação leva à diminuição da concentração em Ag+, perturbando o equilíbrio. C. Conclui que de acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação vai então progredir no sentido da reação direta, até se atingir um novo estado de equilíbrio, aumentando a solubilidade de Ag 2CO3. Níveis


Pontuação

4


10

3

A resposta integra os três tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica.

8

2


5

1

A resposta integra apenas dois dos tópicos de referência com falhas na organização dos conteúdos ou na utilização da linguagem científica. OU A resposta integra apenas um dos tópicos de referência com linguagem científica adequada.

166


3

6 Apoio às Atividades Laboratoriais Na Unidade 1 estão previstas duas aulas de índole laboratorial (de três tempos cada). Nestas aulas realizar-se-ão duas atividades experimentais. Na Unidade 2 estão previstas quatro aulas de índole laboratorial (de três tempos cada). Nestas aulas realizar-se-ão quatro atividades experimentais.

Metas transversais a todas as atividades Aprendizagem do tipo processual: 1 Identificar material e equipamento de laboratório e manuseá-lo corretamente, respeitando regras de segurança e instruções recebidas. .

2 Identificar simbologia em laboratórios. .

3 Identificar equipamento de proteção individual. .

4 Adotar as medidas de proteção adequadas a operações laboratoriais, com base em informação de segurança e instruções recebidas. .

5 Atuar corretamente em caso de acidente no laboratório tendo em conta procedimentos de alerta e utilização de equipamento de salvamento. .

6 Selecionar material de laboratório adequado a um trabalho laboratorial. .

7 Construir uma montagem laboratorial a partir de um esquema ou de uma descrição. .

8 Executar corretamente técnicas laboratoriais. .

9 Operacionalizar o controlo de uma variável. .

10 Identificar aparelhos de medida, analógicos e digitais, o seu intervalo de funcionamento e a respetiva incerteza de leitura. .

11 Efetuar medições utilizando material de laboratório analógico, digital ou de aquisição automática de dados. .

12 Representar um conjunto de medidas experimentais em tabela, associando-lhes as respetivas incertezas de leitura dos aparelhos de medida utilizados. .


167

Aprendizagem do tipo conceptual: 1 Identificar o objetivo de um trabalho prático. .

2 Identificar o referencial teórico no qual se baseia o procedimento utilizado num trabalho prático, incluindo regras de segurança específicas. .

3 Interpretar e seguir um protocolo. .

4 Descrever o procedimento que permite dar resposta ao objetivo de um trabalho prático. .

5 Conceber um procedimento capaz de validar uma dada hipótese, ou estabelecer relações entre variáveis, e decidir sobre as variáveis a controlar. .

6 Identificar a influência de uma dada grandeza num fenómeno físico através de controlo de variáveis. .

7 Conceber uma tabela de registo de dados adequada ao procedimento. .

8 Representar esquemas de montagens. .

9 Utilizar regras de contagem de algarismos significativos. .

10 Identificar e comparar ordens de grandeza. .

11 Distinguir erros aleatórios de erros sistemáticos. .

12 Indicar a medida de uma grandeza numa única medição direta, atendendo à incerteza experimental associada à leitura no aparelho de medida. .

13 Indicar a medida de uma grandeza quando há um conjunto de medições diretas, efetuadas nas mesmas condições, tomando como valor mais provável o valor medio. .

14 Calcular a incerteza absoluta do valor mais provável de um conjunto de medições diretas (o maior dos desvios absolutos), assim como a incerteza relativa em percentagem (desvio percentual), e indicar a medida da grandeza. .

15 Associar a precisão das medidas à sua maior ou menor dispersão, quando há um conjunto de medições diretas, e aos erros aleatórios. .

16 Determinar o erro percentual associado a um resultado experimental quando há um valor de referência. .

17 Associar a exatidão de um resultado à maior ou menor proximidade a um valor de referência e aos erros sistemáticos, relacionando-a com o erro percentual. .

18 Construir gráficos a partir de listas de dados, utilizando papel ou suportes digitais. .

19 Interpretar representações gráficas, estabelecendo relações entre as grandezas. .

20 Aplicar conhecimentos de estatística no tratamento de dados experimentais em modelos lineares, identificando as grandezas físicas na equação da reta de regressão. .

21 Determinar valores de grandezas, não obtidos experimentalmente, a partir da equação de uma reta de regressão. .

22 Identificar erros que permitam justificar a baixa precisão das medidas ou a baixa exatidão do resultado. .

168


23 Avaliar a credibilidade de um resultado experimental, confrontando-o com previsões do modelo teórico, e discutir os seus limites de validade. .

24 Generalizar interpretações baseadas em resultados experimentais para explicar outros fenómenos que tenham o mesmo fundamento teórico. .

25 Elaborar um relatório, ou síntese, sobre uma atividade prática, em formatos diversos. .

Aprendizagens do tipo: 1 2 3 4 l 5 a u s 6 s e c 7 o r P 8 9 10 11 12 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 l 11 a u t 12 p e c 13 n o 14 C 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24

AL 1.1

AL 1.2

AL 2.1

AL 2.2

x x x x x x

x

x

x

x x

x x x x x x

x x x

x

x x

x x x x x

x x x x x x x

x

AL 2.3

x

x

x x x x x

x x x x

x

x

AL 2.4

x x

x x x x x x

x x x x

x x x

x

x x x

x x

x x x x

x x

x

x x


x x

x x

169

AL 1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico (CAL pp. 12-15) Deve iniciar-se esta atividade referindo alguns conceitos associados, tais como o de reação de síntese e o de grupo funcional, e, ainda, apresentando a técnica de filtração por vácuo. Verificar com os alunos que nos compostos envolvidos na síntese do ácido acetilsalicílico se encontram grupos funcionais já estudados no ano anterior. Levar os alunos a identificar esses grupos funcionais. Indicar aos alunos a existência de uma função orgânica sua desconhecida – a função éster – que se pode considerar derivada de um ácido carboxílico por substituição do átomo de hidrogénio do grupo funcional carboxilo desse ácido por um grupo alquilo. Como alternativa à realização da atividade proposta, pode ser realizada uma outra reação de síntese, desde que envolva o mesmo tipo de operações: mistura de um reagente sólido com um reagente líquido ou em solução, aquecimento, filtração por vácuo, lavagem e secagem do produto da reação. Sugere-se como alternativa a síntese do paracetamol. Resolução das questões teórico-práticas da AL 1.1 1. 1.1 O ácido sulfúrico tem o papel de catalisador, pois vai aumentar a velocidade da reação de obtenção do ácido acetilsalicílico. 1.2 Filtração por vácuo (sucção). Deste modo, uma vez que os cristais de ácido acetilsalicílico são muito finos, o processo de filtração será mais rápido e eficiente do que se fosse usada a filtração por gravidade. 1.3 1.3.1 M(C7H6O3) = 138,12 g mol 1; M(C9H8O4) = 180,15 g mol 1 n

m M

n

1,00  10

6

138,12

 n  7,24  10 3 mol C 7H6 O 3

aaaaaaaaaa

1 mol C7 H6 O3 7,24 × 103 mol C7 H6 O3

1 mol C9 H8 O4

aaaaaaaaaa 3

m = n × M  m = 7,24 × 10 × 180,15

 n = 7,24 × 103 molC9 H8 O4

n 

6

3

m = 1,30 × 10 g = 1,30 × 10 kg C9H8O4

Resposta: Obtêm-se 1,30 × 103 kg de ácido acetilsalicílico. 1.3.2 Consomem-se 7,24 × 10 3 mol C4H6O3. 1

M(C4H6O3) = 102,09 g mol 

3 m = n × M  m = 7,24 × 10 × 102,09 m

 

V

 V 

m



 V 

7,39  10 1,08



5  V 

5 m = 7,39 × 10 g C4H6O3

5

3

6,84  10 cm



Resposta: Consomem-se 6,84 × 10 2 dm3 de anidrido etanoico.

170

2

3

6,84  10 dm C 4H6 O3


1.3.3

 

nprevisto nobtido

 100  80 

nprevisto

7,24  10

3

 100  nprevisto  5,8  10 3 mol C 9H8 O 4

Resposta: Com o rendimento de 80% obter-se-iam 5,8 × 10 3 moles de ácido acetilsalicílico. 2. 2.1 mácido puro = 0,85 × 1,8 × 10 6 n

m M

n

1,53  10

6

138,12



6 mácido puro = 1,53 × 10 g

 n  1,11  10 4 mol C 7H6 O 3

Resposta: Como o ácido salicílico e o anidrido acético reagem na mesma proporção, são necessárias 1,11 × 10 4 moles de anidrido etanoico sem impurezas. 2.2 n   

m M

n

nprevisto nobtido

1,75  10 6 180,15

 n  9,71  10 3 mol C 9H8 O 4

 100   

9,71  10

3

1,11  10

4

 100    87,5%

Resposta: O rendimento da reação é de 87,5%.

AL 1.2 Efeito da concentração no equilíbrio químico (CAL pp. 16-18) O professor pode iniciar a aula sugerindo aos alunos que façam previsões sobre o efeito da variação da concentração de reagentes e produtos da reação no sistema em equilíbrio em estudo. Dado que esta atividade envolve preparação de soluções, deve recordar-se com os alunos a técnica de preparação de soluções a partir de solutos sólidos. Pode realizar outra atividade em alternativa a esta, como, por exemplo, o efeito da variação da concentração no equilíbrio seguinte:

 Cr O

2 CrO 24 (aq) + 2 H + (aq) 

2

2 7

(aq) + H 2O ()

As soluções de cromato e dicromato de potássio podem ser previamente preparadas pelo professor ou, em alternativa, por um grupo de alunos, e utilizadas pelos restantes elementos da turma. Resolução das questões teórico-práticas da AL 1.2 1. Solução de nitrato de ferro (III): n

m

n 

M

c

n V

c 

6,05



241,88

2,50  10 0,100

2

n  2,50  10

2



molFe(NO3 )3

 c  2,50  10 1 mol dm 3 Fe(NO3 )3


171

Solução de tiocianato de sódio: n

c

m M n V

n

c 

2,03 81,08

 n  2,50  10 2 mol NaSCN

2,50  10 0,100

2





c  2,50  10

1





mol dm

3

NaSCN

Resposta: A concentração da solução de nitrato de ferro (III) e a da solução de tiocianato de sódio é a mesma e é 2,50 × 10 1 mol dm3. 2. n(Fe3+) = n(Fe(NO3)3)  n(Fe3+) = 2,50 × 101 mol Resposta: A quantidade de iões Fe3+ presentes na solução de nitrato de ferro (III) é 2,50 × 10 1 mol. 3. n(SCN) = n(NaSCN) 2 23 N = n × NA  N = 2,5 × 10 × 6,02 × 10



22 N = 1,5 × 10 iões SCN

Resposta: Na solução de tiocianato de sódio estão presentes 1,5 × 10 22 iões SCN. 4. 4.1 Ao adicionar algumas gotas de solução de Fe(NO 3)3, a concentração de Fe 3+ aumenta. O quociente da reação diminui em relação à constante de equilíbrio e o sistema desloca-se no sentido da reação direta, acentuando-se a cor da solução. 4.2 Ao adicionar algumas gotas de solução de NaSCN, a concentração de SCN  aumenta. O quociente da reação diminui em relação à constante de equilíbrio e o sistema desloca-se no sentido da reação direta, acentuando-se a cor da solução. 4.3 Ao adicionar algumas gotas de solução de C 2O4H2, os iões oxalato, C 2O 24 , resultantes 

da ionização do ácido, reagem com os iões Fe 3+, diminuindo a sua concentração. O valor do quociente da reação aumenta em relação à constante de equilíbrio e o sistema desloca-se no sentido da reação inversa, atenuando a intensidade da cor da solução.

AL 2.1 Constante de acidez (CAL pp. 19-21) Antes de iniciar a atividade, o professor pode dialogar com os alunos acerca do conceito de constante de acidez e pH de uma solução. A partir do valor da percentagem de ácido acético presente no vinagre, que consta no rótulo da embalagem, levar os alunos a determinar a concentração de ácido acético na solução de vinagre. Recordar aos alunos a técnica de diluição de soluções. O professor deve exemplificar a medição de pH de soluções com o medidor de pH. Como complemento, pode utilizar-se uma solução de uma monobase fraca como, por exemplo, hidróxido de amónio, NH 4OH (aq), para determinar a constante de basicidade, K b, da base. 172


Resolução das questões teórico-práticas da AL 2.1 1. 1.1 Volume a retirar para preparar 100 mL de solução 0,10 mol dm 3 em CH3COOH: ni = nf  ci × V i = cf × V f  0,25 × V i = 0,10 × 0,100



V i = 0,040 L ou V i = 40 mL

Volume a retirar para preparar 100 mL de solução 0,050 mol dm 3 em CH3COOH: ni = nf  ci × V i = cf × V f  0,25 × V i = 0,050 × 0,100



V i = 0,020 L ou V i = 20 mL

Resposta: Devem ser retirados da solução inicial 40 mL para preparar a solução de ácido acético de concentração 0,10 mol dm 3 e 20 mL para preparar a solução de ácido acético de concentração 0,050 mol dm 3. 1.2 Dois balões volumétricos de 100 mL; esguicho de água desionizada; pipeta graduada de 50 mL e respetiva pompete. 1.3 f 1 

V f V i

 f 1 

100 40

 f 1  2,5 ; f 2 

V f V i

 f 2 

100 20

 f 2  5

Resposta: A solução de ácido acético de concentração 0,10 mol dm 3 tem um fator de diluição 2,5 e a de concentração 0,050 mol dm 3 tem um fator de diluição 5. 1.4

CH3COOH (aq) + H2O () ci / mol dm

3

ceq / mol dm

K a =

3

 CH COO (aq) + H O (aq) 

3

+

3

0,25

–

0

0

0,25 – x  0,25

–

x

x

[CH3 COO- ]e[H3 O+ ]e [CH3 COOH]e

 1,8 × 10

-5

=

x 2

-3  x = 2,1 × 10-3 mol dm 0,25

[H3O+] = 2,1 × 10 3 mol dm3 +    3O ]



pH = 2,7

Resposta: O pH da solução inicial de ácido acético é 2,7. 1.5 Determinação do valor de referência: K a =

[CH3 COO- ]e[H3 O+ ]e [CH3 COOH]e

 1,8 × 10

-5

=

x 2

-3  x = 9,5 × 10-4 mol dm 0,050

[H3O+] = 9,5 × 10 4 mol dm3 pH   3O+]



pH = 3,0

Determinação do valor mais provável: x 

2,7  3,1  3,0 3

 x  2,9


173

Determinação da incerteza absoluta:     

Incerteza absoluta = 0,3

         

Determinação da incerteza relativa: Incerteza relativa 

Incerteza absoluta

 100

x

Incerteza relativa 

0,3 2,9

 100  Incerteza relativa  10%

Resposta: A incerteza relativa da medição é 10%.

AL 2.2 Titulação ácido-base (CAL pp. 22-25) O professor deve efetuar uma demonstração do procedimento técnico antes da realização da atividade pelos alunos, alertando-os para o procedimento a seguir na montagem e na utilização da bureta. Os alunos devem ser questionados no sentido da identificação do titulante e do titulado. O professor pode ainda falar com os alunos acerca do indicador ácido-base mais adequado para a realização da atividade laboratorial proposta. Uma vez terminada a titulação os alunos devem utilizar os valores de pH registados para traçar a curva de titulação. Resolução das questões teórico-práticas da AL 2.2 1. Opção (D). 2. 2.1 2.1.1 Hidróxido de potássio, KOH. 2.1.2 Ácido nítrico, HNO3. 2.2 O valor de pH vai diminuindo porque vai diminuindo a concentração de OH . 2.3 Pela estequiometria da reação temos: nácido = nbase  cácido × V ácido = cbase × V base  0,30 × 0,040 = cbase × 0,020



3

cbase = 0,60 mol dm 

Resposta: A concentração da solução de hidróxido de potássio é 0,60 mol dm 3. 2.4 A zona de viragem de cor do indicador ácido-base escolhido deverá estar contida no intervalo de pH que corresponde à variação brusca de pH da titulação, ou deverá conter o pH do ponto de equivalência. 2.5 Opção (C). 174


AL 2.3 Série eletroquímica (CAL pp. 26-28) Antes de iniciar o procedimento experimental, o professor pode fazer um breve enquadramento teórico, tendo como base o que se encontra na página 26 do Caderno de Atividades Laboratoriais. Nesta atividade propõe-se a utilização dos metais zinco, Zn, magnésio, Mg, cobre, Cu, e alumínio, A, e de soluções aquosas de nitrato de zinco, nitrato de magnésio, nitrato de cobre e nitrato de alumínio. Os alunos devem planificar os ensaios a realizar conjugando os pares metal-solução. Cada grupo de alunos deve realizar um total de 12 ensaios. Os ensaios que se vão efetuar têm por finalidade verificar os casos em que há reação. As reações químicas que possam ocorrer durante esta atividade dar-se-ão à temperatura ambiente. A modificação nos sistemas reacionais é mais visível nuns casos do que noutros. Assim, é conveniente deixar os metais em contacto com as soluções durante toda a aula. Uma vez preenchido o quadro de registo de resultados, os alunos deverão elaborar uma série eletroquímica com os metais estudados e os respetivos catiões metálicos. O professor poderá utilizar outros metais e soluções aquosas com catiões metálicos desses metais, caso existam na sua escola. Resolução das questões teórico-práticas da AL 2.3 1. 1.1 Opção (B). 1.2 Zn2+ (aq) + 2 e  Zn (s) 1.3

n.o.(A    



n.o.(A) = +3

1.4 É o ião zinco, Zn 2+. A reação é mais extensa no sentido direto, ou seja, no sentido da redução dos iões zinco (e da oxidação do alumínio metálico). 2. O cobre, porque é o metal que tem menor tendência para se oxidar. 3. Oxida-se quando os catiões metálicos das soluções tiverem menor poder redutor que o Zn 2+. 4. Porque o zinco reage com iões H + (aq) provenientes do ácido sulfúrico, formando iões Zn 2+, em solução aquosa, e libertando hidrogénio gasoso, de acordo com a equação seguinte:

Zn (s) + 2 H+ (aq)  Zn2+ (aq) + H2 (g)


175

AL 2.4 Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água (CAL pp. 29-31) Deve iniciar-se esta atividade sugerindo aos alunos que formulem hipóteses sobre o efeito da temperatura na solubilidade de um soluto sólido em água. O procedimento deve contemplar o aquecimento da mistura até que haja dissolução total da amostra e posterior arrefecimento até que se formem os primeiros cristais. Deve traçar-se a curva de solubilidade e concluir como varia a solubilidade do sal com a temperatura. Uma vez terminada esta atividade, propõe-se a recuperação do sal através da filtração e posterior evaporação do solvente. Devem ser referidos os aspetos de segurança em relação a fontes de aquecimento e à manipulação de reagentes. Resolução das questões teórico-práticas da AL 2.4 1. Opção (D). 2. 2.1 Opção (D). De acordo com o gráfico, a 40 °C dissolvem-se cerca de 73 g de KNO 3 e 104 g de NaNO3, por cada 100 g de água. 2.2 Ce2(SO4)3 2.3 A dissolução de Ce 2(SO4)3 em água é exotérmica. Com o aumento da temperatura a solubilidade do sal diminui, ou seja, o equilíbrio de solubilidade evolui no sentido da formação de Ce 2(SO4)3. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o aumento de temperatura num sistema em equilíbrio faz com que esse sistema evolua no sentido da reação endotérmica, atingindo um novo estado de equilíbrio. Deste modo, a formação Ce2(SO4)3 é endotérmica, sendo a dissolução dos iões Ce 3+ e SO 24 um processo exotérmico. 

3. A dissolução de nitrato de potássio, KNO 3, é um processo endotérmico. Assim, a dissolução deste sal em água provoca a diminuição da temperatura da solução. Dissolvendo KNO 3 em quantidade suficiente, a temperatura da água que se encontra na placa de madeira, em contacto com o balão de Erlenmeyer que contém a solução, irá baixar até que a água solidifique. O balão de Erlenmeyer fica então «colado» à placa de madeira.

176


7 Soluções Fichas Ficha de revisão – 10. o ano 1. 1.1 Oito nuclídeos. 1.2 Seis elementos químicos. 1.3 B e F; D e G. Possuem igual número atómico ( Z ). 40 2 20 H

1.4 Catião

: 20 protões, 18 eletrões e 20 neutrões.

1.5 C e E. Partícula C: 9 protões, 10 eletrões e 10 neutrões. Partícula E: 10 protões, 10 eletrões e 10 neutrões. 2. Opção (C). 12  70  14  20  16  10

Ar(X) =

100

 Ar(X) = 12,8

3. Opção (B). 100 g de farinha láctea 800 g de farinha láctea n =

m

 n =

M

1,600 40,08

aaaaaaaaaa

200 mg de Ca

aaaaaaaaaa

 m = 1600 mg de Ca

m

 n = 3,992 × 10 2   × 102 mol átomos de Ca

4. Opção (D). Recipiente 1 contém: 4,6 g de Na (s), 2,0 × 10 1 mol Na, 1,2 × 1023 átomos; recipiente 2 contém: 90,1 g de  H2O (), 5,0 mol H2O (), 9,0 × 1024 átomos; recipiente 3 contém: 8,47 g de S 8 (s), 3,3 × 10 2 mol S8 (s), 2,0 × 10 22 moléculas S8 (s), 1,6 × 1023 átomos. As outras são incorretas porque: (A) a substância que tem maior massa encontra-se no recipiente 2 (90,1 g); (B) o 2 recipiente que contém menor número de moles é o 3 (3,3 ×10 mol); (C) o recipiente 1 é o que contém a substância de menor massa (4,6 g). 5. 5.1 

5.1.1 n =

m M

 n =

39,5 158,04

 n = 0,250 mol KMnO 4

5.1.2 msolução =  solução × V solução  msolução = 1,03 × 400  m solução = 412 g; msolvente       g 5.1.3 n =

m M

=

xsoluto

 n =

372 18,02

nsoluto ntotal

 n = 20,6 mol H 2O

 xsoluto =

0,250 0,250  20,6



= 1,20 × 102

xsoluto

5.2 Opção (D). =

wsolvente

msolvente mtotal

 wsolvente =

372 412



= 9,03 × 10 1  9,0 × 10

wsolvente



1

6. 6.1 Para extrair o eletrão do átomo de hidrogénio, no estado fundamental, é necessário fornecer uma energia mínima 18 18 19    × 10 J (energia de ionização) – como 2,18 × 10 J é maior do que 5,23 × 10 J, a radiação envolvida é da gama ultravioleta. 6.2 E radiação incidente = E mínima de remoção + E cinética  E radiação incidente = 5,45 × 1019 + 3,50 × 10 19  E radiação incidente = 8,95 × 10 19 J 6.3 De n =4 para n = 1. 7. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) o número máximo de eletrões que o nível 1 comporta são 2; (C) o número máximo de eletrões que cada orbital comporta é 2; (D) cada subnível s é constituído por 1 orbital. 8. 8.1 1s2 2s2 2 p6 3s2 3 p5 8.2 Grupo 17; terceiro período; bloco p.


177

9. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) Y pertence ao grupo 15 da Tabela Periódica porque possui 5 eletrões de 2 2 3 valência; (B) a configuração eletrónica dos átomos do elemento Y, no estado fundamental, é 1s 2s 2 p ; (C) o raio atómico de X é superior ao raio atómico de T porque X e T pertencem ao mesmo período e o número atómico de T é maior que o número atómico de X. O raio atómico diminui ao longo do período. 10. 10.1 10.2 10.3 11. 11.1 11.2

Quatro eletrões. Opção (B).

Moléculas polares: HC e NH3. As nuvens eletrónicas são assimétricas. A energia de ligação na molécula de N2 é maior que a energia de ligação na molécula de NH3 porque a molécula de N2 possui uma ligação covalente tripla. 11.3 Opção (C). n =

m M

 n =

7,00 28,02

aaaaaaaaaa

1 mol N2 -1

 n = 2,50 × 10 1 mol N2

2,50 × 10 mol N2

945 kJ

aaaaaaaaaa

E

 E = 2,36 × 10 2 kJ = 2,36 × 10 5 J

11.4 Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) no metano, as forças que unem as moléculas são forças de London; (B)                 (C) no nitrogénio, as forças que unem as moléculas são forças de London. 12. (A) – 2; (B) – 1; (C) – 4; (D) – 3; (E) – 5. 13. 13.1 n =

m M

 n =

6,20 46,01

 n = 0,135 mol NO2

13.2 Opção (A). 14. 14.1 Opção (C). 1 2 n = c × V  n = 2,50 × 10 × 0,250  n = 6,25 × 10 mol K2Cr2O7 2 m = n × M  n = 6,25 × 10 × 294,20  m = 18,4 g K2Cr2O7   14.2 [K+] = 2 × cK2Cr2O7  [K+] = 5,00 × 10 1 mol dm 3 14.3 ci × V i = cf × V f  V f =

0,250  0,250 0,100

 V f = 625 mL; V água a adicionar       

15. 15.1 Energia necessária para quebrar as ligações dos reagentes: 409 + 4 × 388 + 498 = 2459 kJ Energia que se liberta quando se formam as ligações nos produtos da reação: 945 + 4× 463 = 2797 kJ H    2797  H    15.2 A reação é exotérmica porque H < 0. 15.3 n =

m M

 n =

1 mol N2 H4 9,98 mol N2H4

320  n = 9,98 mol N2H4 32,05 aaaaaaaaaa aaaaaaaaaa

338 kJ E

 E = 3,37 × 103 kJ

16. 16.1 Reação de dissociação: N2 (g)  N (g) + N (g) 

Reação de ionização: N2 (g)  N 2 (g) + e 16.2 E = 1200 kJ mol1  E =

1200  1000 6,02  10

178

23

 E = 1,99 × 1018 J. A molécula de N2 dissocia-se mas não se ioniza.


Ficha formativa 1 – Cálculos estequiométricos. Reagente limitante 1. (A) N2O5 (g) + H2O ()  2 HNO3 (aq) (B) 2 NH4OH (aq) + H2SO4 (aq)  (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () (C) Ag2SO4 (aq) + 2 NaC (aq)  2 AgC (s) + Na2SO4 (aq) (D) 2 KNO3 (s)  2 KNO2 (s) + O2 (g) (E) Na2CO3 (aq) + 2 HC (aq)  CO2 (g) + 2 NaC (aq) + H2O () (F) C2H5OH () + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (g) (G) 3 Fe (s) + 4 H2O ()  Fe3O4 (s) + 4 H2 (g) (H) Pb(NO3)2 (aq) + 2 NaI (aq)  PbI2 (s) + 2 NaNO3 (aq) 2. mS

2.1 CaSO4: %(S) =

32,07

× 100  %(S) =

136,15

MCaSO 4 mS

Na2SO3: %(S) =

× 100  %(S) =

MNa SO 2 3

m

2.2 Opção (D). n =

 n =

M

2.3 Para CaSO4: n =

m

50,4

M

32,07 126,05

× 100  %(S) = 25,44%

 n = 4,00 × 10 1 mol Na2SO3

126,05

 n =

× 100  %(S) = 23,55%

34,0

 n = 2,50 × 10 1 mol CaSO4

136,15

aaaaaaaaaa

1 mol CaSO4 2,5 × 10-1 mol CaSO4

Para Na2SO3: n =

m M

4 mol O aaaaaaaaaa n

 n =

50,4 126,05

aaaaaaaaaa

1 mol Na2SO3 4,00 × 10-1 mol Na2SO3

 n = 1,00 mol átomos O

 n = 4,00 × 101 mol Na2SO3

3 mol O

aaaaaaaaaa

 n =1,20 mol O

n

A relação entre o número de átomos de oxigénio nas amostras de Na2SO3 e CaSO 4 é:

1,20  6,02  1023 1,00  6,02  1023

= 1,20

3. 3.1 %(C) =

12,01 119,37

× 100  %(C) = 10,06%; %(H) =

1,008 119,37

× 100  %(H) = 0,8444%; %(C ) =

3  35,45 119,37

× 100 

 %(C) = 89,09% 3.2 %(A) =

26,98 78,00

× 100  %(A) = 34,59%; %(O) =

3  16,00 78,00

× 100  %(O) = 61,54%; %(H) =

3  1,008 78,00

× 100 

 %(H) = 3,877% 4. 4.1

1 mol BaC2.2H2 O 4,00 mol BaC2 .2H2O

aaaaaaaaaa

2 mol H2 O

aaaaaaaaaa

n

 n = 8,00 mol H2O

m = n × M  m = 8,00 × 18,02  m = 144 g H2O

4.2 A 4,00 moles de BaC 2 correspondem 8,00 moles de iões C. 23 24  N = n × NA  N = 8,00 × 6,02 × 10  N = 4,82 × 10 iões C 4.3 %(m/m) =

mBaC 2 mBaC .2H O 2 2

× 100  %(m/m) =

208,19

× 100  %(m/m) = 85,243%

244,23

4.4 A 4,00 moles de BaC 2.2H2O correspondem 4,00 moles de iões Ba2+. 5. 5.1 Carbonato de cálcio, CaCO3 (s). 5.2

1 mol Na2CO3 6,00 mol Na2 CO3

aaaaaaaaaa aaaaaaaaaa

2 mol NaOH n

 n = 12,0 mol H2O

m = n × M  m = 12,0 × 40,00  m = 480 g NaOH Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

179

5.3 c =

n

12,0

 c =

V

750,0  10

 c = 16,0 mol dm3

3



6. 6.1 O tipo e o estado físico, nas condições PTN, das substâncias que constituem o sistema reacional. Assim, sabe-se que o dióxido de enxofre, no estado gasoso, reage com o oxigénio, no estado gasoso, para formar trióxido de enxofre, também no estado gasoso. 3 3 6.2 Opção (C). Se, nas condições PTN, 22,4 dm de SO 2 correspondem a 1 mol SO2, então 11,2 dm de O 2 correspondem a 0,5 mol O2. aaaaaaaaaa 2 mol SO2 1 mol O2 n = 0,5 mol O2 aaaaaaaaaa 1 mol SO2 n



As outras são incorretas porque: (A)

aaaaaaaaaa

1 mol O2 4,0 mol O2

2 mol SO2

aaaaaaaaaa

 n = 8,0 mol SO2 ; são necessários 4,0 mol O2 para se consumir 8,0 mol SO2.

n

(B) A quantidade de SO2 consumida é igual à quantidade de SO3 formada. (C) n =

m

 n =

M

19,2

 n = 0,300 mol SO 2

64,07

aaaaaaaaaa

2 mol SO2

2 mol SO3

aaaaaaaaaa

0,300 mol SO2

n

 n = 0,300 mol SO3; V = n × V m  V = 0,300 × 22,4  V = 6,72 dm3 SO3 3

     dm de SO 3.

7. 7.1 2 NH3 (g) + H2SO4 (aq)  (NH4)2SO4 (aq) 7.2 (NH4)2SO4: n = 2 mol NH3

m M

 n =

aaaaaaaaaa

6

132,15

 n = 7,57 × 10 4 mol (NH4)2SO4

1 mol (NH4 )SO4

aaaaaaaaaa

n

10,0  10

7,57 × 104 mol (NH4 )SO4

 n = 1,51 × 105 mol NH3

5

6

m = n × M  m = 1,51 × 10 × 17,03  m = 2,57 × 10 g NH3 ou m = 2,57 toneladas de NH 3

8. 8.1

aaaaaaaaaa

2 mol C4 H10 1,0 mol C4 H10

8.2 H2O (g): n = 13 mol O2

8.3 n =

m M

V

 n =

V m


n

8 mol CO2

aaaaaaaaaa

 n =

n 56,0

 n = 4,0 mol CO2

 n = 2,50 mol H 2O

22,4

10 mol H2O 2,50 mol H2 O

58,1 58,1

 n = 3,25 mol O2 ; m = n × M  m = 3,25 × 32,00

 n = 1,00 mol C4H10;

2 mol C4H10 1,00 mol C4 H10


13 mol O2 n

 m = 104 g O2

 n = 6,50 mol O2

9. 9.1 Opção (B). 40,0 L combustível

aaaaaaaaaa

265 mol C8 H18

aaaaaaaaaa

n 10,0 L combustível aaaaaaaaaa 2 mol C8 H18 25 mol O2 aaaaaaaaaa n 66,2 mol C8 H18

 n = 66,2 mol C8H18

 n = 8,3 × 102 mol O2

9.2

2 mol C8 H18

aaaaaaaaaaaaa

66,2 mol C8 H18

aaaaaaaaaaaaa

16 mol CO2 n

 n = 530 mol CO2 ; V = n × V m  V = 530 × 22,4  V = 1,19 × 10 4 dm3 CO2

10. 10.1 c =

cm M

 c =

4,0 40,00

 c = 1,0 × 10 1 mol dm3 NaOH

10.2 n = c × V  m = 1,0 × 10 1 × 30,0 × 10 

180

3

 n = 3,0 × 10 3 mol NaOH


10.3

aaaaaaaaaa

1 mol H2 SO4

2 mol NaOH

aaaaaaaaaa

n

3,0 × 10-3 mol NaOH

 n = 1,5 × 10-3mol H2SO4

3

m = n × M  m = 1,5 × 10 × 98,09  m = 0,15 g H 2SO4 n

10.4 c =

 c =

V

1,5  10 3 20,0  10

 c = 7,5 × 10 2 mol dm3 H2SO4

3 1

3

11. n = c × V  n = 1,05 × 10 × 25,0 × 10 c =

n V

2,62  10

 c =

3



23,65  10



 n = 2,625 × 10 3 mol NaOH; n(HC) = n(NaOH)

 c = 1,11 × 10 1 mol dm3 HC

3

12. 12.1 n = c × V  n = 5,0 × 10 1 × 150,0 × 10 3  n = 7,5 × 10 2 mol NaOH; n =

m M

 n =

4,90



98,09

 n = 5,00 × 10 2 mol H2SO4 7,5  10

NaOH: 12.2

2



= 0,0375; H2SO4:

2

5,00  10

2

= 0,0500; o reagente limitante é NaOH.

1

aaaaaaaaaa

2 mol NaOH

1 mol Na2SO4

aaaaaaaaaa

-2

7,5 × 10 mol NaOH

n

 n = 3,8 ×10-2mol Na2SO4

13. 13.1 n =

m

 n =

M

Para: AgNO3: 13.2 Opção (A).

12,6

 n = 7,42 × 10 2 mol AgNO3; n =

169,91

7,42  10 2

2



2

= 3,71 × 10 ; BaC2:

4,0  10

m M

 n =

2

8,4 208,20

 n = 4,0 × 10 2 mol BaC2

2

= 4,0 × 10 ; o reagente em excesso é BaC2.

1

aaaaaaaaaa

2 mol AgC

2 mol AgNO3 -2

7,42 × 10 mol AgNO3

aaaaaaaaaa

n

 n = 7,42 × 10-2mol AgC

14. 14.1 n =

6,0 26,98

Para: A: 14.2

14.3

2,2  10 1 2

1 mol Cr2 O3 5,3 × 10-2 mol Cr 2O3

aaaaaaaaaa

2 mol Cr

aaaaaaaaaa

 aaaaaaaaaa aaaaaaaaaa

152,00

n

1

-2

5,3 × 10 mol Cr2O3 1

 1 × 10

15. Opção (B). Reagente em excesso: A aaaaaaaaaa 2 mol A 3 mol MnO aaaaaaaaaa 2,82 mol MnO n

= 5,3 × 102; o reagente limitante é Cr2O3.

 n = 1,1 × 10-1mol Cr ; m = n × M  m = 1,1 × 10 1 × 52,00  m = 5,7 g Cr

1 mol Cr2O3

n(A que não reage) = 2,2 × 10

 n = 5,3 × 10 2 mol Cr2O3

5,3  10 2

= 1,1 × 10 1; Cr2O3:

2 mol A n

8,0

 n = 2,2 × 10 1 mol A; n =



 n = 1,1 × 10-1 mol A 1

 n(A que não reage) = 0,11 mol átomos A

 n = 1,88 mol A

n(A consumido) = 1,88 mol; n(A          n(A que não foi consumido) = 1,83 mol

(A) n =

m M

Para: A:

 n =

3,706 2

100,0 26,98

 n = 3,706 mol A; n =

= 1,853 ; MnO:

2,819 3

200,0 70,94

 n = 2,819 mol MnO

= 0,940; o reagente limitante é o MnO.

(C) A 2,82 moles de MnO correspondem 2,82 moles de Mn. m = n × M  m = 2,82 × 54,94  m =155 g Mn (D)       16. 16.1 (SiO2): n =

m M

 n =

350,0 60,09

 n = 5,825 mol SiO 2; (C): n =

m M

 n =

50,0 12,01

 n = 4,16 mol C


181

5,825

Para: SiO2: 16.2

= 5,825; C:

1

aaaaaaaaaa

1 mol SiO2

3

3 mol C

aaaaaaaaaa

n

4,16

= 1,39; o reagente em excesso é o SiO2.

 n = 1,39 mol SiO2

4,16 mol C

n(SiO2          n(SiO2 que não se consumiu) = 4,4 mol 2

m = n × M  m = 4,4 × 60,09  m = 2,6  10 g SiO2

16.3 Opção (B). 3 mol C

aaaaaaaaaa

4,16 mol C

2 mol CO

aaaaaaaaaa

n

 n = 2,77 mol CO ; V = n × V m  V = 2,77 × 22,4  V = 62,0 dm3 CO

Ficha formativa 2 – Grau de pureza 1. V

1.1 n =

V m

44,8

 n =

 n = 2,00 mol C3H8; n =

22,4

aaaaaaaaaa

1 mol C3 H8

3 mol CO2

aaaaaaaaaa

2,00 mol C3 H8

m M

 n =

150  n = 3,41 mol CO 2 44,01

 n = 6,00 mol CO2;  =

n

nproduto obtido nproduto previsto

× 100   =

3,41 6,00

× 100 

 =

56,8%

1.2 Como  = 56,8%, a quantidade de C 3H8 que se consome é: 2,0 × 0,568 = 1,1 mol C3H8. aaaaaaaaaa

1 mol C3 H8 1,1 mol C3H8

2. n =

m

 n =

M

5 mol O2

aaaaaaaaaa

145,0  10

n 3

 n = 5,5 mol O2 ; V = n × V m  V = 5,5 × 22,4  V = 1,2



102 dm3 O2

 n = 3,295 × 10 3 mol CO2

44,01

De acordo com a equação química que traduz a reação de combustão do carvão, n(CO2) = n(C)  n(C) = 3,295 × 10 3 mol 3 m = n × M  n = 3,295 × 10 × 12,01  m = 39,57 kg C %(C na amostra) = 3.

mC mcarvão

n = c × V  n = 0,1206 × 14,78 × 10

1 mol Na2CO3


n

39,57

× 100  %(C na amostra) = 3

60,0

× 100  %(C na amostra) = 66,0%

 n = 1,782 × 10 3 mol HC

2 mol HC -3

1,782 × 10

-4 n = 8,910 × 10 mol Na2 CO3  mol HC

4

m = n × M  n = 8,910 × 10 × 105,99  m = 0,09444 g Na 2CO3; GP =

msubstância mamostra

× 100  GP =

0,09444 0,1247

× 100 

 GP = 75,73% 4. 4.1 (CH3COOH): n =

m

 n =

M

25,0

 n = 0,416 mol CH 3COOH; (CH3CH2OH): n =

60,05

m M

 n =

25,0



46,07

 n = 0,543 mol CH3CH2OH Como qualquer dos coeficientes estequiométricos dos reagentes é 1, o reagente limitante é o ácido acético (CH3COOH). 4.2 Opção (D)     3COOCH2CH3. n =  =

m M

 n =

34,0 88,10


 n = 0,386 mol CH 3COOCH2CH3

× 100   =

0,386 0,416

× 100 

 =

92,8%  93%

5. De acordo com a estequiometria da reação, a 1 mol de O2 consumido corresponde 1 mol de HCHO formado. Se o          2. Como a reação tem um rendimento de 25,0%:  =

182


× 100  25,0 =

200 n

× 100  n = 800 kmol / dia


6. m

6.1 Opção (D). (CaO): n =

aaaaaaaaaa

2 mol NH3 6,00 mol NH3

aaaaaaaaaa

 n = 3,99 mol CaO; (NH 3): n =

56,08

2 mol NH3

aaaaaaaaaa

3,99 mol CaO

6.2

M

aaaaaaaaaa

1 mol CaO

224

 n =

 n = 7,98 mol NH3;  =

n

1 mol CaC2

6,00 7,98

m M

× 100 

102

 n =

 =

17,03

 n = 6,00 mol NH3

75,1%  75%

 n = 3,00 mol CaC2

n

7. 7.1 (C6H5CH3): n =

m

 n =

M

(C6H5COOH): n =

m

75,0  10

 n = 814 mol C6H5CH3

92,13 73,4  10 3

 n =

M

3

 n = 601 mol C 6H5COOH

122,12

De acordo com a estequiometria da reação, 1 mole de C6H5CH3 origina 1 mole de C6H5COOH. Assim, deveria obter-se 814 mol de C6H5CH3. Como se obtêm 601 moles, o rendimento será: 601

 =

814

× 100 

 =

73,8%

7.2 Como o rendimento é igual a 73,8%, a quantidade de tolueno que se consome é: n = 814 × 0,738  n = 601 mol C6H5CH3.       es de H2. 3 4 3 V = n × V m  V = 601 × 22,4  V = 13 462 dm ou V = 1,35 × 10 dm de H2 8. 8.1 CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) V

8.2 n = V

m

 n =

13,44 22,4

 n = 0,600 mol CO 2 (g)

Como o rendimento é 90%, n = 8.3

1 mol CO2 0,600 mol CO2

aaaaaaaaaa

0,600

2 mol H2 O

aaaaaaaaaa

 n = 0,67 mol CO 2 (g); m = n × M  n = 0,67 × 16,04  m = 10,7 g CH 4

0,90

n

 n = 1,42 mol Mg

 N = 7,22 × 10 23 moléculas H2O 9. Para 1000 cm3 de solução: msolução =  solução × V solução  msolução = 1,15 × 1000  msolução = 1150 g N = n × NA  N = 1,20 × 6,02 × 10

23

mHC = 1150 × 0,300  mHC = 345 g; n =

m

 n =

M

345 36,46

 n = 9,46 mol HC ; c =

9,46  c = 9,46 mol dm 3 HC 1,000

n = c × V  n = 9,46 × 0,300  n = 2,84 mol HC 

1 mol Mg


n

2 mol HC 2,84 mol HC

 n = 1,42 mol Mg

10. Zn (s) + 2 HC (aq)  ZnC2 (aq) + H2 (g) Quantidade de ZnC2 que se obtém: n =

m M

 n =

25,4 136,28

 n = 0,186 mol ZnC2

Se o rendimento fosse 100%, obter-se-ia 0,186 mol ZnC2, de acordo com a estequiometria da reação. Como o rendimento é igual a 80%, n =

0,186 0,80

 n = 0,23 mol Zn; m = n × M  m = 15 g Zn

Se a amostra fosse pura ter-se-ia consumido 15 g de Zn. Como o grau de pureza (GP) da amostra é igual a 70%, tem-se: m=

15 0,70

 m = 21 g Zn

11. 11.1 (CH3OH): n =

m M

 n =

15,0 32,04

 n = 0,468 mol CH 3OH; (CO): n =

m M

 n =

10,0 28,01

 n = 0,357 mol CH 3OH.

De acordo com a estequiometria da reação, 1 mol de CH3OH reage com 1 mol de CO. O reagente limitante é o CO.


183

   3COOH. m = n × M  n = 0,357 × 60,05  m = 21,4 g CH 3COOH

11.2 n =

m M

 n =

19,1

 n = 0,318 mol CH 3COOH;  =

60,05

0,318 0,357

× 100 

 =

89,1%

12. 12.1 Opção (C). n = n =

6,78 70,90

Para TiO2:

m M

 n =

4,15 79,87

 n = 5,20 × 10 2 mol TiO2; n =

5,67 12,01

 n = 4,72 × 10 1 mol C;

 n = 9,56 × 10 2 mol C2 5,20  10

2



= 0,0173; Para C:

3

4,72  10

1



4

= 0,118; Para C 2:

9,56  10

2

= 0,0159; o reagente limitante

6

é o C2. 12.2 n =

6,50 189,67

 n = 3,43 × 10 2 mol TiC4. Com base no reagente limitante: aaaaaaaaaa

6 mol C2 9,56 × 10-2 mol C2

13. n =

m

 n =

M

1 mol SnO2

aaaaaaaaaa

50,0  10

3

118,7


n

3mol TiC4 n

 n = 4,78 × 10-2 mol TiC4 ;  =

 n = 421 mol Sn; nprevisto =

1 mol Sn 601 mol Sn

       mamostra =

421 70,0



100

60,0

3 

2

4,78  10

2

× 100 

 =

71,8%

 nprevisto = 601 mol Sn

 n = 601 mol SnO2; m = 601 × 150,71 90,6  10

3,43  10

 m = 90,6 × 10 3 g SnO2

5

100 = 1,51 × 10 g = 151 kg de minério

Ficha formativa 3 – Diferentes estados de equilíbrio. Quociente da reação 1. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) em reações reversíveis, a reação direta e a inversa coexistem; (B) uma vez atingido o equilíbrio químico, as concentrações dos componentes no equilíbrio passam a ser constantes; (C) a velocidade com que os reagentes se consomem até atingir o equilíbrio químico começa por ser máxima e vai diminuindo até se atingir o equilíbrio. 2. Opção (C). 3. Opção (C). 4. 4.1 K c =

NO2 2e NO2e  O2 e

H2O2e  C 2 2e 4.2 K c = HC4e  O2 e 4.3 K c =

CH4 e  H2S2e CS2 e  H2 e4

4.4 K c =

NOe4  H2O6e NH3 e4  O2 e5



5. 2 NOC (g) 2 NO (g) + C2 (g) 6. Opção (D). 7. Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) e (C) o valor de K c depende da temperatura e do sistema reacional; (D) se o valor de K c é muito elevado, a concentração dos produtos da reação é maior que a concentração dos reagentes. 8. 8.1 Opção (C). 8.2 K c =

BrC 2e C 2 e  Br2 e

2

 K c =

0,40

2

1,8

 K c = 4,9 × 10 2

9.   9.1 Opção (C). Como V = 1,0 dm 3, cA = 1,00 mol dm 3 e cB = 0,75 mol dm 3.

184


ci / mol dm

2 A (aq) + B (aq) 1,00 0,75 2 x  x

3 3

c /

mol dm 3 ceq / mol dm

1,00   x = 0,70

 C (aq) 0 + x

0,60

0,15

3

3

3

1,00   x = 0,70  x = 0,15 mol dm ; [A]e = 0,70 mol dm ; [B]e = 0,60 mol dm ; [C] = 0,15 mol dm

Ce A   Be

K c =

1

9.2 K c’ =

K c

0,15

 K c =

2 e

0,70

2

0,60



3

 K c = 0,51

 K c’ = 2,0; A reação inversa é mais extensa porque K c’ > K c. 3

3

10. Opção (A). Como V = 1,0 dm , cH2 = 1,0 mol dm e cI2 = 1,2 mol dm ci / mol dm

H2 (g) + I2 (g) 1,0 1,2  x

 x

  x

  x

2 x = 1,7

3

c /




2 HI (g) 0 +2 x

3

3

2 x = 1,7  x = 0,85 mol dm3; [H2]e = 0,15 mol dm3; [I2]e = 0,35 mol dm 3; [HI]e = 1,7 mol dm3

HI2e I2 e  H2 e

K c =

2

1,7

 K c =

0,15  0,35

 K c = 55

11. 11.1 K c =

Ce  D2e ; Experiência I: Q = c A e  Be 8,00

Experiência III: Qc = Experiência V: Qc =

4,00  3,00 64,00 16,00  8,00

1,00 0,50  4,00

 Qc = 0,50; Experiência II: Qc =

 Qc = 0,67; Experiência IV: Qc =

9,00 9,00  2,00

4,00 4,00  2,00

 Qc = 0,500;

 Qc = 0,500;

 Qc = 0,500

O equilíbrio químico não foi atingido na experiência III, porque Qc apresenta um valor diferente dos restantes. 11.2 Qc > K c. O sistema reacional evolui no sentido da reação inversa. 12.

HI2e 12.1 K c = ; Experiência I: Qc = I2 e  H2 e

0,202 0,40  0,10

 Qc = 1,0; Experiência II: Qc =

2,02 0,20  0,40

 Qc = 50

O equilíbrio químico foi atingido na experiência II, porque Qc = K c. 12.2 Como Qc < K c, o sistema reacional vai evoluir no sentido da reação direta até atingir o estado de equilíbrio, ou seja, no sentido 1.

SO2 2  O2 

13. Opção (A). Qc =

2

SO3 

2

 Qc =

0,15  0,025 0,50

2

 Qc = 2,2 × 10 3

Qc < K c. O sistema reacional vai evoluir no sentido da reação direta até atingir o estado de equilíbrio. Aumentam as

concentrações de SO2 e O2 e diminui a concentração de SO3 até se atingir de novo o equilíbrio. 14. 14.1 3

ci / mol dm

ceq / mol dm n =

m M

3

 n =

N2O4 (g) 5,0   x = 1,300



2 NO2 (g) 0 +2 x

119,5  n = 1,300 mol N2O4 92,02 3

3

  x = 1,300  x = 3,7 mol dm ; [NO2]e = 7,4 mol dm ; [N2O4]e = 1,300 mol dm K c =

NO2 2e N2O4 e

 K c =

7,4 2 1,300

3

 K c = 42

14.2 Inicialmente existiam 5,0 mol N2O4. No equilíbrio existem 1,300 mol N2O4. n(reagente que se consumiu) = 3,7 mol Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

185

%(reagente que se consumiu) = 15. [NH3] = [N2] =

n V

 [NH3] =

1,00 50,0

3,7 5,0

× 100  %(reagente que se consumiu) = 74%

0,500 3,00  [NH3] = 1,00 × 102 mol dm3; [H2] =  [H2] = 6,00 × 10 2 mol dm3; 50,0 50,0

 [N2] = 2,00 × 10 2 mol dm3; Qc =

NH3 2 N2  H2 3

 Qc =

(1,00  10 (6,00  10

2 3

)



2 2



)

2,00  10



2

 Qc = 23,1

Qc > K c. O sistema reacional vai evoluir no sentido da reação inversa até atingir o estado de equilíbrio, ou seja,

aumentam as concentrações de N2 e H2 e diminui a concentração de NH3. Haverá menor quantidade de NH 3 no vaso reator.

Ficha formativa 4 – Princípio de Le Châtelier 1. 1.1 Sentido da reação inversa, porque o número de moléculas de componentes gasosos é maior para os produtos da reação. 1.2 Sentido da reação inversa, porque o número de moléculas de componentes gasosos é maior para os produtos da reação. 1.3 Sentido da reação direta, porque o número de moléculas de componentes gasosos é maior para os reagentes. 1.4 O equilíbrio não se altera, porque o número de moléculas de componentes gasosos é igual nos dois membros da equação química. 2. 2.1 Sentido da reação inversa porque a reação direta é endotérmica. 2.2 Sentido da reação direta porque a reação direta é exotérmica. 3. Sistema III. Quando se diminui o volume a pressão aumenta e o sistema evolui no sentido da reação que origina menor número de moléculas de componentes gasosos. Quando a temperatura aumenta o sistema evolui no sentido da reação endotérmica. Sistema I – reação exotérmica  Aumenta a pressão; evolui no sentido direto  Aumenta a temperatura; evolui no sentido inverso Sistema II – reação endotérmica  Aumenta a pressão; o equilíbrio não se altera  Aumenta a temperatura; evolui no sentido direto Sistema III – reação exotérmica  Aumenta a pressão; evolui no sentido direto  Aumenta a temperatura; evolui no sentido direto 4. Verdadeiras: (C) e (E). Falsas: (A), (B), (D) e (F). Correção das falsas: (A) e (B) o valor de K c só depende da temperatura; (D) ao aumentar a concentração de NOC         (F) o sistema evolui no sentido de formar mais produtos da reação, ou seja, no sentido da reação direta. 5. (A) – 1. Aumenta a concentração de CO2 e o sistema desloca-se no sentido da reação direta. (B) – 1. A remoção de C6H12O6 resulta no deslocamento do sistema no sentido da reação direta. (C) – 2. Diminui a pressão total do sistema e este evolui no sentido de formar maior número de moléculas de componentes gasosos, ou seja, no sentido da reação inversa. (D) – 2. A temperatura diminui e o sistema evolui no sentido da reação exotérmica. Como a reação direta é endotérmica, o sistema evolui no sentido da reação inversa. (E) – 3. A adição de um catalisador à reação só faz com que o equilíbrio se atinja mais rapidamente. 6.    6.1 Como V = 1,00 L, [N2] = 0,800 mol dm 3, [O2] = 0,500 mol dm 3 e [NO] = 0,400 mol dm 3.

NO2 Qc = N2  O2 

2

 Qc =

0,400

0,800  0,500

 Qc = 0,400

O sistema reacional não se encontra em equilíbrio porque o valor de Qc é diferente do valor de K c. 6.2 Qc > K c. O sistema reacional vai evoluir no sentido da reação inversa até atingir o estado de equilíbrio, ou seja, no sentido da formação de reagentes. O produto da reação NO decompõe-se.

186


6.3 Nada ocorre, porque a temperatura mantém-se constante e o número de moléculas de componentes gasosos é igual nos dois membros da equação. 7. Opção (B). H2 (g) + 3

ci / mol dm

ceq / mol dm

I2 (g)

ci

3

ci

ci  x = 0,50

ci  x = 0,50

 2 HI (g) 0 2 x = 2,0

3

2 x = 2,0  x = 1,0 mol dm ; ci = x + 0,50  ci = 1,5 mol dm3 (A) K c =

HI2e I2 e  H2 e

 K c =

2,02 0,50  0,50

 K c = 16

(C) O equilíbrio não se desloca. (D) Ao adicionar H2 ao sistema, aumenta a sua concentração e o sistema evolui no sentido de aumentar a quantidade de HI formado. 8. 8.1 Gráfico (A). Os gráficos B e C não estão corretos porque: Gráfico (B) – a reação não é completa e, de acordo com o gráfico, o amoníaco, NH3, consome-se totalmente; Gráfico (C)  3 é reagente e não produto; H2 e N2 são produtos da reação e não reagentes. 8.2 Opção (D). Para aumentar o rendimento da reação, o equilíbrio deve deslocar-se no sentido da reação direta. É o que acontece quando se aumenta a temperatura. O sistema evolui no sentido da reação endotérmica, que é a reação direta. As outras são incorretas porque: (A) ao aumentar a pressão, este evolui no sentido de formar menor número de moléculas de componentes gasosos, ou seja, no sentido da reação inversa e o rendimento diminui; (B) o aumento de N2 faz aumentar a concentração deste componente do sistema, mantendo o volume e temperatura; o sistema evolui no sentido da reação inversa e o rendimento diminui; (C) a adição de um catalisador não altera o equilíbrio químico. 9. 9.1 O aumento da temperatura faz o sistema evoluir no sentido da reação endotérmica, ou seja, no sentido da reação direta. A concentração de OF2 aumenta. 9.2 O aumento da pressão faz o sistema evoluir no sentido da reação direta. A concentração de F2 diminui. 9.3 Retirando O2 ao sistema reacional, a sua concentração diminui e o sistema evolui no sentido da reação inversa. 9.4 O valor de K c mantém-se constante porque a temperatura não varia. 9.6 O aumento da temperatura faz o sistema evoluir no sentido da reação direta. A concentração dos produtos de reação aumenta e o valor de K c também aumenta. 9.7 A concentração de OF2 não varia. 10. Opção (D). De acordo com o gráfico: em t 1 a concentração de I2 diminui; H2 não é adicionado no instante t 2 mas sim no instante t 1. 11. Opção (C). Opção correta: I. I – o aumento da temperatura faz evoluir o equilíbrio no sentido da reação endotérmica – reação inversa. As outras afirmações são incorretas porque: II – ao introduzir NH4C no sistema, está a introduzir-se iões NH 4 . 

Aumenta a concentração do produto da reação e o equilíbrio vai evoluir no sentido da reação direta; III – ao variar a pressão, mantendo a temperatura, o equilíbrio não sofre alteração. 12. Opção (C). Para minimizar a formação de HC           Aumentar o volume e a pressão não altera o equilíbrio porque o número de moléculas de componentes gasosos é igual nos dois membros da equação. Aumentando a concentração em CHC3 o equilíbrio evolui no sentido da reação direta e forma-se mais HC (g). 13. 13.1 A 200 °C: K c =

B2e Ae

 K c =

0,8432 0,0875

 K c = 8,12; a 400 °C: K c =

0,7242 0,138

 K c = 3,80

K c aumenta quando a temperatura diminui. Quando a temperatura diminui, o sistema evolui no sentido da reação

direta. 13.2 O sistema evolui no sentido da reação direta quando a temperatura diminui, pelo que a reação direta é exotérmica.


187

14. Opção (A). Como a reação é exotérmica, para o equilíbrio evoluir no sentido da reação direta tem de se diminuir a temperatura. As outras são incorretas porque: (B) a adição de um catalisador não altera o equilíbrio químico; (C) a variação de volume não altera o equilíbrio, pois a variação da pressão não altera o valor de K c; (D) retirando H2 o sistema evolui no sentido da reação inversa e o rendimento diminui. 15. 15.1 K c =

NO2 2e N2O 4 e

 0,11 =

0,202

N2O4 e

N2O4 (g) ci / mol dm

3

ceq / mol dm

 2 NO2 (g) 0 2 x = 0,20

ci

3

 [N2O4]e = 0,36 mol dm 3

0,36

2 x = 0,20  x = 0,10 mol dm 3 3 cN2O4 = 0,36 + 0,10  cN2O4 = 0,46 mol dm 

15.2 A 50 °C, a temperatura aumenta. A reação é endotérmica e o sistema evolui no sentido da reação direta. Há maior quantidade de produtos da reação e o valor de K c aumenta. O valor de K c a 50 °C é superior ao valor de K c a 25 °C. 16. Opção (D). O aumento da temperatura faz o equilíbrio evoluir no sentido da reação endotérmica (reação inversa). O valor de K c diminui. As outras são incorretas porque: (A) a adição de um catalisador não altera o equilíbrio, logo não há alteração na quantidade de NO (g); (B) a variação de pressão não provoca qualquer alteração no equilíbrio químico; (C) no equilíbrio químico as concentrações dos produtos da reação e dos reagentes mantém-se constantes.

Ficha formativa 5 – Reações ácido-base 1. 1.1 São ácidos segundo Arrhenius as substâncias que originam iões H +em solução aquosa: HCO; H2SO4. São bases segundo  Arrhenius as substâncias que se dissociam originando iões OH em solução aquosa: Ca(OH)2. + 1.2 As espécies que se comportam como ácidos em solução aquosa, segundo Brönsted-Lowry, são as que cedem protões, H , à água, ou seja, são ácidos mais fortes que a água: HC O, H2SO4 e NH 4 . As espécies que se comportam como bases em solução aquosa, segundo Brönsted-Lowry, são as que têm capacidade de aceitar protões da água. São bases mais fortes que a água: NH3, Ca(OH)2, NH 2 e CO 23 . 1.3 São espécies que podem ceder iões H+, desde que reajam com uma espécie capaz de aceitar esses iões H+, ou seja, uma base mais forte: HCO, NH3, H2SO4 e NH 2 . 1.4 CO é a base conjugada de HC O; HSO4 é a base conjugada de H2SO4; NH 2 é a base conjugada de NH 3; NH3 é a base conjugada de NH 4 . 2. NH3 (aq) + NH3 (aq) Ácido 1

 NH

Base 2



4

(aq) + NH 2 (aq);

Ácido 2

Pares conjugados ácido-base: NH3/ NH 2 ; NH 4 /NH3

Base 1

3. + +      3.1 I. HCOOH/HCOO e H3O /H2O; II. HC/C e NH 4 /NH3; III. CH3NH 3 /CH3NH2 e H2O/OH ; IV. HS /S e H3O /H2O;

V. H2S/HS e H3O /H2O; VI. H2CO3/HCO 3 e H3O /H2O; VII. HCO 3 /CO 23 e H2O/OH ; VIII. HCO4/CO 4 e H2F /HF. 

+

+

+





3.2 H2O, HS e HCO 3 . 4.

 H3O+ (aq) + HC2O (aq); Pares conjugados ácido-base: H2C2O4/HC2O e H3O+/H2O. HSO (aq) + H2O ()  SO  (aq) + H3O+ (aq); Pares conjugados ácido-base: HSO /SO  e H3O+/H2O. HCN (aq) + H2O ()  CN (aq) + H3O+ (aq); Pares conjugados ácido-base: HCN/CN e H3O+/H2O. HCO (aq) + OH (aq)  H2CO3 (aq) + O (aq); Pares conjugados ácido-base: OH /O e H2CO3/HCO . HCO (aq) + CH3NH2 (aq)  CH3NH (aq) + CO (aq); Pares conjugados ácido-base: HCO/CO e CH3NH /CH3NH2.

4.1 H2C2O4 (aq) + H2O () 4.2 4.3 4.4 4.5





4

4

2 3



3

3





2 3















3

3







3



3

5. Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) uma base é tanto mais forte quanto maior for a concentração em iões  OH ; (C) quanto mais forte for o ácido mais fraca é a base conjugada; (D) a um ácido fraco corresponde uma base fraca. 6. +

+

6.1 HNO3 (aq)  NO 3 (aq) + H (aq) – ácido segundo Arrhenius, pois dá origem a iões H em solução aquosa.

188


 NO (aq) + H3O+ (aq) – ácido segundo a Teoria Protónica, pois cede iões H+ em solução aquosa. HNO3 (aq) + NH3 (aq)  NO (aq) + NH (aq); Pares conjugados ácido-base: HNO3/NO e NH /NH3. HNO3 (aq) + H2 O ()

6.2



3









3

4

3

4



6.3 Porque não possui o grupo OH , considerado característico das bases na teoria de Arrhenius + +   7. H2S/HS ; H3O /H2O; HCNH /HCN; H2O/OH ; H2CO3/HCO 3 ; NH 4 /NH3; HPO 24 /PO 34

8. Ácido HCN

Base conjugada  CN

6,2 × 10

HNO2

NO 2

HF C6H5COOH HCO

F  C6H5COO  CO

K a



K b 10

1,6 × 10

5

5,6 × 10

4

1,8 × 10

6,3 × 10 4 5 6,3 × 10 8 4,0 × 10

1,6 × 10 11 10 1,6 × 10 7 2,5 × 10



11 

9. Opção (C). Segundo a Teoria Protónica, CH3COO é uma base mais forte que F . As outras são incorretas porque: (A) HF   é um ácido mais forte que CH3COOH; (B) CH3COO por ser uma base mais forte que F aceita protões da água mais   facilmente; (D) CH3COO e F , nas reações com a água, captam protões e funcionam como bases. 10. 10.1 II < I < IV < III < V 10.2 V < III < IV < I < II 11. HCN < CH3COOH < HSO 4 < HCO 12. + +   12.1 K w = [H3O ] × [OH ]; sendo a solução neutra, [H3O ] = [OH ] = x       A 20 °C, K w = 0,67 × 10 14; 0,67 × 10 14 = x 2  x = 8,2 × 10 8 mol dm 3; [H3O+] = 8,2 × 10 8 mol dm 3. 2 + 14 14 7 3 7 3 A 60 °C, K w = 9,55 × 10 ; 9,55 × 10 = x  x = 3,09 × 10 mol dm ; [H3O ] = 3,09 × 10 mol dm . ] = 3,09 × 10 7  2 × 10 + 14  12.2 0,67 × 10 = [H3O ] × [OH ]. [H3O

+



8



+ [H3O ]

= 2,27 × 10 7 mol dm 

3

Como [H3O+] = 1,00 × 10 7 mol dm3  0,67 × 10 14 = 1,00 × 10 7 × [OH]  [OH] =

0,67  10

14



1,00  10

7





 [OH] = 6,7 × 108 mol dm3. Como [OH] < [H3O+], a solução é ácida. 13. 13.1 HC (aq) é ácido forte, pelo que se considera que a sua ionização é total. + + + 3 3  14 3 3  14  cHC = [H3O ]  [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm ; [H3O ] × [OH ] = 1,0 × 10 mol dm  1,0 × 10 × [OH ] = 1,0 × 10  11 3 3 +  [OH ] = 1,0 × 10 mol dm ;     3O ]        )  pH = 3,0 13.2 KOH (aq) é uma base forte, pelo que se considera que a sua dissociação é total. 

3



3

+

cKOH = [OH ]  [OH ] = 3,1 × 10 mol dm ; [H3O ] =

1,0  10

14



3,1  10



 [H3O+] = 3,2 × 1012 mol dm3;

3

12

)  pH = 11,5 2+  13.3 Ba(OH)2 (aq) é uma base forte. Ba(OH)2 (aq)  Ba (aq) + 2 OH (aq)      × 10

[OH] = 2 × cBa(OH)2  [OH] = 2 × 1,2 × 10 2 = 2,4 × 10 2 mol dm3; [H3O+] =

1,0  10

14



2,4  10



2



 [H3O+] = 4,2 × 1013 mol dm3;       13)  pH = 12,4 13.4 HCO4 (aq) é um ácido forte. +

4

3

1,0  10



[H3O ] = 2,1 × 10 mol dm ; [OH ] =

14

2,1  10

4

 [OH] = 4,8 × 1011 mol dm3       4)  pH = 3,7

13.5 HCO (aq) é ácido fraco. ci / mol dm

3

ceq / mol dm

3

H O  C O  

K a =

HCO (aq) + H2O () 0,0150 – –   x  0,015

3

e





HCOe



e

8

 4,8 × 10

=

2

x

0,015

 H3O+ (aq) + CO (aq) 

0

0

x

x

 x = 2,7 × 105 mol dm3


189

+

5

3

10



3

[H3O ] = 2,7 × 10 mol dm ; [OH ] = 3,7 × 10 mol dm ; pH = 4,6 13.6 CH3NH2 (aq) é uma base fraca. CH3NH2 (aq) + H2O () ci / mol dm

3

ceq / mol dm K b =

0,75

3

3

3 e

e

CH3NH2 e +

14.

– –

  x  0,75

CH NH   OH 

 3,7 × 10

13

3

 CH3NH

2

x

3

=

0,75



(aq) + OH (aq)

0

0

x

x

 x = 5,3 × 10 2 mol dm3 2





3

3

[H3O ] = 1,9 × 10 mol dm ; [OH ] = 5,3 × 10 mol dm ; pH = 12,7 Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) quanto maior for o valor da constante de acidez de uma ácido, K a, menor é o valor da constante de basicidade, K b, da respetiva base conjugada, pois K a × K b = K w; (B) numa solução +

+





básica existem iões H3O , mas [OH ] > [H3O ]; (C) K b(CH3COO ) > K b(NO 2 ). 15. +

[H3O ] / mol dm 3,2 × 1011  1,5 × 10 13 3 7,5 × 10 1,0 × 10 7

3



[OH ] / mol dm 3,1 × 104  6,5 × 10 2 12 1,3 × 10 1,0 × 107

3

pH 10,5 12,8 2,1 7

Caráter químico Básica Básica Ácida Neutra

16. + + + 2 +   14 7 3 16.1 K w = [H3O ] × [OH ], sendo [H3O ] = [OH ]  [H3O ] = 1,0 × 10  [H3O ] = 1,0 × 10 mol dm m

16.2 n =

3,15

 n =

M

 n = 5,00 × 10 2 mol HNO3; c =

63,02

n V

 c =

5,00  10 500  10

2

3

 c = 1,00 × 10 1 mol dm3 HNO3

16.3 pH          17. V mistura = 50,0 mL 20,0 mL de HC  (aq) com pH = 2,3: [H 3O+] = 10pH  [H3O+] = 102,3  [H3O+] = 5,0 × 10 3 mol dm3 3 3 4 + n = c × V  n = 5,0 × 10 × 20,0 × 10  n = 1,0 × 10 mol H3O + + pH 2,7  [H3O+] = 2,0 × 10 3 mol dm3 30,0 mL de HC (aq) com pH = 2,7: [H3O ] = 10  [H3O ] = 10 + 3 3 5 n = c × V  n = 2,0 × 10 × 30,0 × 10  n = 6,0 × 10 mol H3O +

[H3O ]solução A =

1,0  10

4





6,0  10

50,0  10



5



3

 [H3O+]solução A = 3,2 × 103 mol dm3

18. A metilamina, CH3NH2 (aq), é uma base fraca. CH3NH2 (aq) + H2O () ci / mol dm

3

0,10

3

ceq / mol dm K b =

0,10  x  0,10

CH NH   OH  3

– –

3 e

e

CH3NH2 e

3

 3,7 × 10

=

x 2

0,10

 CH3NH



3

(aq) + OH (aq)

0

0

x

x

 x = 1,9 × 102 mol dm3; n = c × V  n = 1,9 × 102 × 50,0 × 103 

 n = 9,6 × 10 4 mol OH; N = n × NA  N = 9,6 × 10 4 × 6,02 × 10 23  N = 5,8 × 10 20 iões OH [H3O+] =

1,0  10

14



1,9  10



2

 [H3O+] = 5,3 × 10 13 mol dm3

× 50,0 × 10 3  n = 2,6 × 10 14 mol H3O+ 14 23 10 + N = n × NA  N = 2,6 × 10 × 6,02 × 10  N = 1,6 × 10 iões H3O n = c × V  n = 5,3 × 10

13

19. 5 19.1 O ácido acético, CH3COOH (aq), é um ácido fraco porque a sua constante de acidez tem um valor baixo ( K a = 1,8 × 10 ). 19.2 19.2.1 CH3COOH (aq) + H2O () CH3COO (aq) + H3O+ (aq); pH = 4,0   [H3O+] = 1,0 × 104 mol dm3; [CH3COO]e = 1,0 × 10 4 mol dm3



190


19.2.2

  CH COO   H O   K = a

3

3

e

e

 [CH3COOH]e =

CH3COOHe

(1,0  10

4 2



1,8  10

)

4

cCH3COOH = [CH3COOH]e + x  cCH3COOH = 5,6 × 10 + 1,0 × 10

% de ácido que se ioniza =

1,0  10

4

6,6  10

4

 [CH3COOH]e = 5,6 × 10 4 mol dm3

5



4

 cCH3COOH = 6,6 × 10 4 mol dm3

× 100  % de ácido que se ioniza = 15%

Ficha formativa 6 –       1. 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 2.

Solução básica. Resulta da reação entre uma base forte, Ca(OH)2 (aq), e um ácido fraco, HCN (aq). Solução básica. Resulta da reação entre uma base forte, NaOH (aq), e um ácido fraco, H 2CO3 (aq). Solução básica. Resulta da reação entre uma base fraca, NH3 (aq), e um ácido forte, H 2SO4 (aq). Solução ácida. Resulta da reação entre uma base fraca, NH3 (aq), e um ácido forte, HC (aq). Solução neutra. Resulta da reação entre uma base forte, Ca(OH)2 (aq), e um ácido forte, HNO3 (aq).

2.1 NH 4 ; NO 3 ; H3O+; OH. 2.2 NH 4 / NH3; HNO3/NO 3 ; H3O+/H2O; H2O/OH 2.3 O ião NH 4 (aq). NH4NO3 (aq)

 NH 4



(aq) + NO 3 (aq); O ião NO 3 é a base conjugada de um ácido forte (HNO 3) e

portanto não sofre reação com a água. O ião NH 4 (aq), por ser um ácido fraco conjugado de uma base fraca (NH3), +

reage com a água, aumentando a concentração em H3O : NH 4 (aq) + H2O ()

 NH3 (aq) + H3O+ (aq)

3. Opção (D). CaCO3 (aq)  Ca2+ (aq) + CO 23  (aq); Ca2+ não reage com a água (ácido muito fraco de base forte), mas CO 23  sim, aumentando a concentração em OH, corrigindo a acidez do solo: CO 23  (aq) + H2O ()

 NH (aq) + CN (aq) + (aq) + H2O ()  NH3 (aq) + H3O (aq); K a(NH

4. NH3 (aq) + HCN (aq) NH 4

 CN (aq) + H2O ()

 HCO



3

(aq) + OH (aq).





4



4

 HCN (aq) + OH (aq); K b(CN ) = 



)=

K w



K b (NH3 ) K w

 K a(NH 4

K a (HCN)

1,0  10

)=

14



6,17  10

10



14



1,8  10

1,0  10



 K b(CN

)=

 K a(NH 4 ) = 5,6 × 1010 

5



 K b(CN) = 1,6 × 105

Como K a(NH 4 ) < K b(CN ), a reação é mais extensa é a do ião cianeto. Assim, [OH ] > [H3O+] e a solução é básica. 



5. Opção (A). Uma solução aquosa de CaSO 4 é neutra porque resulta da reação entre um ácido forte, H2SO4 (aq), e uma base forte, Ca(OH)2 (aq). As outras são incorretas porque: (B) o pH da solução de CaSO 4 é igual a 7; (C) H 2SO4 (aq) é um ácido forte, logo [H ] = 2 × [SO 24 ]; (D) uma solução aquosa de CaCO 3 é básica porque resulta da reação entre uma base +

forte e um ácido fraco. Por isso, a adição de carbonato de cálcio provoca um aumento no valor de pH (menos acidez). 6. Na2CO3 (aq)  2 Na+ (aq) + CO 23  (aq); Na+ não reage com água (ácido muito fraco de base forte). CO 23 sofre reação segundo a equação : CO 23 (aq) + H2O ()

 HCO



3

(aq) + OH (aq); Há um aumento na concentração em iões OH. A

adição de Na2CO3 à água da piscina faz aumentar o valor de pH dessa água. 7. Quando o pH está acima do valor adequado. O aumento do valor de pH (maior [OH ] e maior alcalinidade do meio) reduz a concentração em iões H3O+ e desloca os equilíbrios no sentido da reação direta, formando Cu(OH)2 (s) e Fe(OH)3 (s). 8. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) o valor de pH no ponto de equivalência só é 7 se a titulação for entre um ácido forte e uma base forte, a 25 °C; (B) e (C) atinge-se o ponto de equivalência quando na = nb. 9. 9.1 9.1.1 NaOH (aq) + HNO3 (aq)  NaNO3 (aq) + H2O () na = nb  ca × V a = cb × V b  ca =

cb

 V b

V a

 ca =

1,0  10

1





10,00  10

20,00  10

3



3



 ca = 5,0 × 10 2 mol dm3 HNO3

9.1.2 O valor de pH no ponto de equivalência é igual a 7. No ponto de equivalência existe a solução de um sal derivado de um ácido forte e de uma base forte. Como os iões deste sal não reagem com água, a solução é neutra. 1 3 4 9.1.3 Após a adição de 4,00 mL de NaOH: nb = cb × V b  nb = 1,0 × 10 × 4,00 × 10  nb = 4,00 × 10 mol NaOH Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

191

2

 na = 1,0 × 10 3 mol HNO3 Nesta altura existe um excesso de ácido forte: 1,0 × 10 3    4 = 6,0 × 104 mol, num volume de 24,0 mL (20,0 + 4,00).

na = ca × V a na = 5,0 × 10 × 20,00 × 10

c =

na

6,0  10

 c =

V total

4

24,0  10

3

3

 c = 2,5 × 102 mol dm3 HNO3 +

+

2

Como HNO3 é um ácido forte: cHNO3 = [H3O ]  [H3O ] = 2,5 × 10 mol dm +

3

2

    3O ]         )  pH = 1,6

9.2 Como a reação entre um ácido fraco e uma base forte é completa, o volume de base gasto na titulação é igual. 1 3 4 4 10. Opção (B). na = ca × V a  na = 1,0 × 10 × 5,0 × 10  na = 5,0 × 10 mol ácido forte; na = nb  5,0 × 10 = nb  4 3 2 3  5,0 × 10 = cb × 50,0 × 10  cb = 1,0 × 10 mol dm . As outras são incorretas porque: (A) o pH no ponto de   equivalência é igual a 7 pois trata-se de uma titulação ácido forte-base forte; (C) e (D) [Base] = 1,0 × 10 2 mol dm 3. 11. 11.1 CH3COOH (aq) + NaOH (aq)  NaCH3COO (aq) + H2O () 3 1 3 2 3 11.2 na = nb  ca × V a = cb × V b  cCH3COOH × 20,0 × 10 = 1,0 × 10 × 15,0 × 10  cCH3COOH = 7,5 × 10 mol dm 11.3 Opção (C). CH3COOH (aq) + H2O ()

CH COO  H O  

K a =

3

e



 CH3COO (aq) + H3O+ (aq) 

2



3

e

CH3COOHe

 1,8 × 10

+

x

5

=

7,5  10

2

 x = 1,2 × 10 3 mol dm3; [H3O+] = 1,2 × 10 3 mol dm3

3

     3O ]         )  pH = 2,9; pOH + pH = 14  pOH = 11,1

12. 12.1 Em 10,0 mL de solução ácida: msolução =  solução × V solução  msolução = 1,15 × 10,0  msolução = 11,5 g %(m/m) =

m

HC

msolução ácida

× 100  37 =

m

HCl

11,5

× 100  mHC = 4,3 g; n =

m M

 n =

4,3  n = 0,12 mol HC 36,46

Na solução diluída (V = 1,000 L): c =

n V

 c =

0,12 1,000

 c = 0,12 mol dm 3

12.2 na = nb  ca × V a =cb × V b  0,12 × 25,0 ×10 3 = cKOH × 50,0 × 10 3  cKOH = 0,060 mol dm 3 13. 13.1 HNO3 (aq) + NH4OH (aq)  NH4NO3 (aq) + H2O ()     13.2 Opção (A). na = 0,20 × 75,0 × 10 3  na = 1,5 × 10 2 mol HNO3; nb = 0,20 × 75,0 × 10 3  na = 1,5 × 10 2 mol NH4OH;           (B) foi atingido o ponto de equivalência; (C) e (D) a solução resultante é ácida pois o sal (soluto) resulta da reação entre um ácido forte (HNO3) e uma base fraca (NH4OH). 14. Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) a variação de pH não é diretamente proporcional à variação da percentagem de HCO e de CO, logo esta reação não é completa; (C) no início da reação pH é igual a 4, e à medida que a reação progride a percentagem de HCO vai diminuindo e vai se formando H3O+ e CO; para pH igual a 7 a percentagem de HCO é nula, passando depois a aumentar, e de acordo com a equação que traduz a reação tal não se verifica; (D) para pH = 4, a percentagem de HCO não é nula.      15. Opção (B). na = nb  ca × V a =cb × V b  cCH3COOH × 10,0 ×10 3 = 1,0 × 10 1 × 25,0 × 10 3  cCH3COOH = 2,5 × 10 1 mol dm 3 





Quantidade de CH3COOH que se retira do balão: n = c × V  n = 2,5 × 10 1 × 10,0 × 10 3  n = 2,5 × 10 3 mol CH3COOH Quantidade de CH3COOH que existia no balão: n = c × V  n = 1,25 × 10 1 mol CH3COOH Quantidade de CH3COOH que fica no balão: n = 1,25 × 10 1     3  n = 1,22 × 10 1 mol CH3COOH 1 m = n × M  m = 1,22 × 10 × 60,05  m = 7,33 g CH 3COOH 16. + 16.1 A amostra mais ácida é a que apresenta menor valor de pH, ou seja, maior concentração em iões H3O – amostra Y.    16.2 Amostra X: pH(X) = 3,6  [H3O+] = 10 3,6  [H3O+] = 2,5 × 10 4 mol dm 3 + 2,6  [H3O+] = 2,5 × 103 mol dm3 Amostra Y: pH(Y) = 2,6  [H3O ] = 10

H O  H O  

3

Y



3

192

X

=

2,5  10

3

2,5  10

4

+

+

= 10; [H3O ] na amostra Y = 10 × [H3O ] na amostra X Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

17. + 5,5  [H3O+] = 3,16 × 10 6 mol dm3; Västervik: [H3O+] = 103,5  17.1 Vila Franca de Xira: [H3O ] = 10  [H3O+] = 3,16 × 10 4 mol dm3

H O  H O  

3

Västervik

=



3

Vila Franca de Xira

4

3,16  10



3,16  10



6

= 100 5

3

7

4

+

17.2 Manchester: n = c × V  n = 1,0 × 10 × 89,0 × 10  n = 8,9 × 10 mol = 8,9 × 10 mmol H3O 17.3 pH = 5,5  [H3O+] = 3,16 × 10 6 mol dm3; n = c × V  n = 3,16 × 10 6 × 100,0 × 10 3  n = 3,16 × 10 7 mol H3O+ Ionização de H2SO4: H2SO4 (aq) + 2 H2O () n =

n(H 3 O



2

)

 SO

2 4

(aq) + 2 H3O+ (aq)

 n = 1,58 × 10 7 mol H2SO4 7

5

m = n × M  m = 1,58 × 10 × 98,09  m = 1,55 × 10 g H2SO4

De acordo com a equação química: SO2 (g) + ½ O2 (g) + H2O ()  H2SO4 (aq) 1 mole de SO2 (g) origina 1 mole de H2SO4 (aq) e 1 mole de SO 2 (g) contém 1 mole de átomos de S; 32,07 g de S – proveniente de SO2 (g) – dá origem a 1 mole de H2SO4, cuja massa é igual a 98,09 g. aaaaaaaaaa 32,07 g S 98,09 g H2 SO4 -6 m = 5,07 × 10 g S aaaaaaaaaa -5 m 1,55 × 10 g H2 SO4



Ficha formativa 7 – Reações de oxidação-redução 1. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) a espécie que se oxida é espécie redutora; (C) se a espécie química for um ião poliatómico, a soma algébrica do número de oxidação (n.o.) de todos os átomos não é nula; (D) a espécie química que capta eletrões é o oxidante. 2. 2.1 Na  Na+ + 1e; oxidação, pois n.o.(Na) = +1.  2.2 H2  2 H+ + 2e ; oxidação, pois n.o.(H) = +1.   2.3 O + 2e  O ; redução, pois n.o.  . 3+  2.4 A  A + 3e ; oxidação, pois n.o.(A) = +3. 3. 3.1 NH 4 ; x + 4 = +1  x      3.2 3.3 3.4 3.5 3.6

H2SO4; 2 + x      x = +6; n.o.(S) = +6 K2O2; 2 + 2 x = 0  x      LiH; x + 1 = 0  x      P4; n.o.(P) = 0. PH3; x + 3 = 0  x     

3.7 Cr2(SO4)3; 2 Cr3+; 3 SO 24 : 2 x      0  x = +3; n.o.(Cr) = +3 3.8 KMnO4; 1 + x      x = +7; n.o.(Mn) = +7 3.9 CO 4 ; x      x = +7; n.o.(C ) = +7 3.10 PO 34 ; x –     x = +5; n.o.(P) = +5 3.11 CO 32 ; x      x = +4; n.o.(C) = +4 4. 4.1 I. – O Pb reduz-se (      -se (n.o. = +2); II. – O Cu reduz-se (      -se (n.o. = +3); III. – o H reduz-se (      -se (n.o. = +2); IV. – O Mn reduz-se (      oxida-se (n.o. = +1). 4.2 I. – O PbO é o oxidante e o CO é o redutor; II. – O CuO é o oxidante e o NH3 é o redutor; III. – O H 2SO4 é o oxidante e o Mg é o redutor; IV. – o MnO2 é o oxidante e o HC é o redutor. 5. 5.1 5.1.1

1 mol CH4 3,0 mol CH4


1 mol CO2 n

 n = 3,0 mol CO2


193

m

5.1.2 n =

 n =

M

0,80 16,04

 n = 5,0 × 10 2 mol CH4

aaaaaaaaaa

1 mol CH4

2 mol O2

aaaaaaaaaa

5,0 × 10-2 mol CH4

n

 n = 1,0 × 10-1mol O2; V = n × V m  V = 1,0 × 10 1 × 22,4  V = 2,2 dm 3 O2 

5.1.3 CO2: x      x = +4; n.o.(C) = +4 5.2                4 e n.o.(C) = +4 em CO 2; n.o.(C) = +8; n.o.(O) = 0 em O2      2; n   6. Opção (C). C2 (aq) + 2 I (aq) I2 (aq) + 2 C (aq) 0



1

n.o.(C

0

 

1 n.o.(C



  1; C2 é o agente oxidante e I é o agente redutor.

7. 7.1 O elemento P ao ser reduzido capta 5 eletrões, porque             7.2 O elemento C ao ser oxidado cede 2 eletrões, porque n.o.(C) = +2 (o n.o.(C) varia de 0 para +2). 8. 8.1 8.1.1 n.o.(A) em A2O3       x = +3; n.o.(A ) em A = +3; n.o.(A      n.o.(A   8.1.2 Espécie oxidante: A2O3. O elemento A sofre redução. 8.2 Para H2: n =

m

 n =

M

aaaaaaaaaa

3 mol H2 59,4 mol H2

aaaaaaaaaa

120,0 2,02

 n = 59,4 mol H2; Para A: n =

2 mol A n

 n = 39,6 mol A;  =

30,02 39,6

m

 n =

M

× 100 

810,0 26,98  =

 n = 30,02 mol A

75,8%

9. 9.1 É uma reação de oxidação-redução porque há variação nos números de oxidação de:       

    



n.o (Fe) = +2;

  +

9.2 Opção (B). O elemento Fe aumenta o número de oxidação e a espécie H é o agente oxidante porque diminui o seu número de oxidação. 9.3

2 mol H+ 3,0 mol H

aaaaaaaaaa

+ aaaaaaaaaa

1 mol H2 n

 n = 1,5 mol H2; N = n × NA  N = 1,5 × 6,02 × 10 23 

23

N = 9,0 × 10 moléculas H2

10. Opção (C). 1 mole de MnO 4 provoca a formação de 4 moles de H 2O. 0,10 mol de MnO 4 provocarão a formação de 0,40 mol de H2O. As outras são incorretas porque: (A) e (B) 0,10 mol de MnO 4 oxidam 0,50 mol de iões Fe2+; (D) a oxidação completa de 0,50 mol de iões Fe2+ será acompanhada da formação de 0,40 mol de H2O. 11. Verdadeiras: (B) e (D). Falsas: (A), (C) e (E). Correção das falsas: (A) o cobre (Cu) tem um poder oxidante menor que o do zinco (Zn); (C) H2 tem maior poder oxidante que Mg; (E) se o zinco (Zn) é mais redutor que a prata (Ag), então Zn2+ é + menos oxidante de Ag . 12. Opção (A). De acordo com a posição dos halogéneos na Tabela Periódica, verifica-se que o elemento com maior primeira energia de ionização é o flúor (F) pois tem maior capacidade para captar eletrões (mais oxidante) e o que possui menor primeira energia de ionização é o iodo (I), sendo, por isto, o iodo o que é menos oxidante. As outras são incorretas porque: (B) o bromo é mais oxidante que o iodo; (C) se o cloro é mais oxidante que o iodo, I tem maior  poder redutor que C ; (D) a primeira energia de ionização do oxigénio é menor que a primeira energia de ionização do cloro. Por isso, o cloro capta eletrões com mais facilidade que o oxigénio, sendo mais oxidante. 13. 13.1 O redutor mais forte é Sn2+, pois a reação é mais extensa no sentido direto. 13.2 K c' =

1 K c

 K c' =

1 6

2,0  10

 K c' = 5,0 × 107

14. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) de entre os metais citados, a prata é o que tem maior poder oxidante; (B) o magnésio tem poder redutor superior ao do chumbo, por isso cede eletrões com mais facilidade; (D) Mg2+ cede 2+ eletrões com mais facilidade que Cu , porque Mg tem maior poder redutor que Cu. 15. 15.1 Em NO 3 : n.o.(N) = +5; em NO: n.o.(N) = +2.

194


15.2 A reação é extensa na medida em que ocorre a oxidação da prata (Ag a Ag+), sendo NO 3 o agente oxidante. 16. 2+ 2+ + 2+ 16.1 I. Pb (aq) + Ni (s)  Pb (s) + Ni (aq); IV. 2 Ag (aq) + Pb (s)  2 Ag (s) + Pb (aq) 16.2 Opção (C). 16.3 Ag+ > Pb2+ > Ni2+

Ficha formativa 8 – Equilíbrio de solubilidade 1. 1.1 A dissolução de KNO3 é endotérmica pois a dissolução aumenta à medida que a temperatura aumenta. A dissolução de MnSO4 é exotérmica porque o aquecimento desta solução aquosa não a favorece. O que faz aumentar a dissolução de MnSO4 é o arrefecimento. 1.2 Opção (D). De acordo com o gráfico: solução X – 100 mL de solução que contém 17,5 g KNO 3 à temperatura de 80 °C, está saturada; solução Y – 100 mL de solução que contém 5 g MnSO4 à temperatura de 80 °C, está sobressaturada. 2. Opção (D). msolução = mcopo + solução  mcopo vazio  msolução      msolução = 20 g; mresíduo      mresíduo = 1 g 20 g solução 100 g solução

aaaaaaaaaa

1 g resíduo

aaaaaaaaaa

m

5 g resíduo  mresíduo = 5 g; %(m/m) = 100 × 100  %(m/m) = 5% g solução

A solubilidade de LiOH é de 11 g de soluto em 100 g de solução. Como em 100 g de solução existem 5 g de soluto, a solução está insaturada. 3. 3.1 De acordo com o gráfico começa a haver precipitação de A(OH)3 a partir de pH superior a 3,5. 3.2 Para pH = 1, nenhum dos hidróxidos precipita. Para pH =2,5, precipita Fe(OH)3 mas não precipita A(OH)3. Para pH = 3,5, precipita Fe(OH)3 e a solução de A(OH)3 está saturada. Para pH > 3,5, precipitam os dois hidróxidos. Só precipita Fe(OH)3 no intervalo de pH: 2,0 < pH < 3,4. 3.3 Não, porque o valor do pH da água a esta temperatura é igual a 7. Precipitam os dois hidróxidos. 4.

 Ca2+ (aq) + SO  (aq); K s = [Ca2+]e × [SO  ]e 2+ 2+ PbC2 (s)  Pb (aq) + 2 C (aq); K s = [Pb ]e × [C ] A(OH)3 (s)  A3+ (aq) + 3 OH (aq); K s = [A3+]e × [OH ] Ca3(PO4)2 (s)  3 Ca2+ (aq) + 2 PO (aq); K s = [Ca2+] × [PO

4.1 CaSO4 (s)

2 4

4.2



4.3 4.4

2 4

 2

e



 3

e

3 4

3 e

3 4

] 2e

5. Opção (C). 6.

 Fe2+ (aq) + 2 F (aq); K s = [Fe2+]e × [F ] 3+ 3+ La(IO3)3 (s)  La (aq) + 3 IO (aq); K s = [La ]e × [IO 

6.1 FeF2 (s)

 2

e

6.2 Ca(OH)2 (s)





3

3

 Ca2+ (aq) + 2 OH (aq); K s = [Ca2+]e × [OH ] 

] 3e

 2

e  K s = s ×

(2s)2  K s = 4s3  s =

3

K s

4

5,02  10 s = 3

6



4

 s = 1,08 × 10 2 mol dm3 FeF2 (s)

 Fe2+ (aq) + 2 F (aq); K s = [Fe2+]e × [F ] 

2,3 10 3 3 e  K s = 4s  s =

 2

6



4

 s = 8,3 × 10 3 mol dm3

A solubilidade de FeF2 é menor que a solubilidade de Ca(OH)2. 6.3 Ag2CrO4 (s)

 2 Ag+ (aq) + CrO

1,12  10 s= 3 4

Mg(OH)2 (s)

12

2 4

(aq); K s = [Ag+] 2e × [CrO 24 ]e  K s = (2s)2 × s  K s = 4s3  s =

3

K s



4

 s = 6,54 × 10 5 mol dm3

 Mg2+ (aq) + 2 OH (aq); K s = [Mg2+]e × [OH ] 

 2

e  K s =

3

4s ; s =

3

K s

4

5,61  10 s= 3

12





4

 s = 1,12 × 10 4 mol dm3


195

La(IO3)3 (s)

 La3+ (aq) + 3 IO

3+

(aq); K s = [La ]e × [IO 3 ] 3e



3

s = 4

K s

s = 4

27

7,5  10 12 27

 s = 7,3 × 104 mol dm3

Ag2CrO4 < Mg(OH)2 < La(IO3)3 7. Considera-se total a dissociação do sulfato de prata, Ag2SO4, em água: Ag2SO4 (aq)  2 Ag+ (aq) + SO 24 (aq) +

2

3

+

2

3

[Ag2SO4] = [SO 24 ] e [Ag ] = 2 × [Ag2SO4]; sendo [Ag2SO4] = 2,0 × 10 mol dm , [Ag ] = 4,0 × 10 mol dm . +

2 2

K s = [Ag ] 2e × [SO 24 ]e  K s = (4,0 × 10 ) × 2,0 × 10

8. Opção (A). A 25 °C, pH + pOH = 14  [OH] = 1,0 × 10 4 mol dm3 2+  X(OH)2 (s) X (aq) + 2 OH (aq)

2

 K s = 3,2 × 105

 pOH = 4; [OH] = 10pOH  [OH] = 104 

 10 + pOH = 14



OH  

2+

[X ] =

9. AgOH (s)

2

 [X2+] = 5,0 × 105 mol dm3; K s = [X2+]e × [OH] 2e

 K s = 5,0 × 10

5

4 2

× (1,0 × 10 )  K s = 5,0 × 10

13

 Ag+ (aq) + OH (aq) 

[Ag+]e = [OH ]e; K s = [Ag+]e × [OH ]e  K s = [OH ]2  [OH ] = 







2,25 10

5

 [OH] = 4,74 × 10 3 mol dm3



     ]  pOH = 2,3; pH = 14 – 2,3 = 11,7

10. Opção (D). AgC (s)

 Ag+ (aq) + C (aq); s =

K s  s = 1,77  10



10

 s = 1,33 × 10 5 mol dm3

Em mg dm3, s = 1,33 × 105 × 143,32 × 10 3  s = 1,91 mg dm3  1,9 mg dm3 + +   11. Para o equilíbrio: AgC (s) Ag (aq) + C (aq); K s = [Ag ]e × [C ]e +  10         ]e por [C ]e atinge o valor de K s(1,77 × 10 ):       1,77 × 10 10 = 4,0 × 10 3 × [C ]  [C ] = 4,4 × 10 8 mol dm 3



12. A equação correspondente à formação de precipitado de CaCO3 (s) é: Ca2+ (aq) + CO 23 (aq)  CaCO3 (s) 2+

3

Qs = [Ca ] × [CO 23 ]  Qs = 2,5 × 10 × 1,0 × 10

13. CaCO3 (s)

 Ca2+ (aq) + CO

2 3

7

 Qs = 2,5 × 10 10. Como Qs < K s, não há formação de precipitado.

(aq) +

Adicionando um ácido forte, este vai ceder protões (H ) à solução. CO 23 , por ser uma base fraca conjugada de um ácido +

fraco, vai aceitar protões do ácido de acordo com a seguinte equação química: CO 23 (aq) + 2 H (aq)

 CO2 (g) + H2O ()

Como a concentração em iões CO 23 diminui, o sistema reacional vai evoluir no sentido da reação direta, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, aumentando a solubilidade do sal. No caso de CaSO 4  4 (s)

 Ca2+ (aq) + SO

2 4

(aq)

SO 24 é uma base muito fraca (conjugada de um ácido forte – H 2SO4) e não tem capacidade de aceitar protões do ácido. O sal mais afetado pela adição de um ácido forte é CaCO 3. 14. 14.1 BaSO4 (s)

 Ba2+ (aq) + SO

2 4

(aq); Qs = [Ba2+] × [SO 24 ] 2+

2+



2

Na solução de BaC2: BaC2 (aq)  Ba (aq) + 2 C (aq); cBaC2 = [Ba ] = 1,0 × 10 mol dm 2

n = c × V  n = 1,0 × 10 × 50,0 × 10

3

3

 n = 5,0 × 10 4 mol Ba2+

V total = 50,0 + 50,0  V total = 100,0 mL

Na solução final: [Ba2+] =

5,0  10

4

100,0  10

3

 [Ba2+] = 5,0 × 103 mol dm3 +

3

Na solução de Na2SO4: Na2SO4 (aq)  2 Na (aq) + SO 24 (aq); cNa2SO4 = [SO 24 ] = 1,0 × 10 mol dm 3

n = c × V  n = 1,0 × 10 × 50,0 × 10

Na solução final: [SO 24 ] = 2+

Qs = [Ba ] ×

[SO 24

5,0  10

3

 n = 5,0 × 10 5 mol SO 24



5



100,0  10

 [SO 24 ] = 5,0 × 10 4 mol dm3 



3

]  Qs = 5,0 × 10 3 × 5,0 × 10 

4

 Qs = 2,5 × 10 6

Como Qs > K s, há formação de precipitado. 14.2 BaC2 (aq) + Na2SO4 (aq)  BaSO4 (aq) + 2 NaC (aq)

196


3

Equação iónica: Ba2+ (aq) + SO 24 (aq) 2+

 BaSO4 (s)

4

5

n(Ba ) = 5,0 × 10 mol e n(SO 24 ) = 5,0 × 10 mol, logo o reagente limitante é o ião SO 24 .

1 mol SO24

aaaaaaaaaa

aaaaaaaaaa 5,0 × 10-5 mol SO24

1 mol BaSO4 n

 n = 5,0 × 10-5 mol BaSO4

5

2

m = n × M  m = 5,0 × 10 × 233,37  m = 1,2 × 10 g BaSO4

15. 15.1 As equações químicas que traduzem os equilíbrios de solubilidade do cloreto de chumbo (II) e do cloreto de prata são, respetivamente:  PbC2 (s) Pb2+ (aq) + 2 C (aq) AgC (s) Ag+ (aq) + C (aq) 15.2 O sal que precipita em primeiro lugar é o que precisa de menor quantidade de iões C por unidade de volume de solução. +  10 3   8 3 Para AgC: K s = [Ag ]e × [C ]e  1,77 × 10 = 6,0 × 10 × [C ]  [C ] = 3,0 × 10 mol dm AgC começa a precipitar quando [C] > 3,0 × 10 8 mol dm3.

 

Para PbC2: K s = [Pb2+]e × [C ] 2e 

 1,70 × 10 

5

= 2,0 × 10 2 × [C ]2  [C ] = 2,9 × 10 2 mol dm 

2







3

3

PbC2 começa a precipitar quando [C ] > 2,9 × 10 mol dm .  O sal que começa a precipitar primeiro é o AgC, porque a concentração de iões C necessária para iniciar a precipitação é menor. 16. 16.1 K s = [Ca2+] 3e × [PO 34  ] 2e ; K s = (3s)3 × (2s)2  K s = 108 s5  s =

5

K s

108

2+

16.2 Opção (C). A elevada concentração em iões Ca faz deslocar o equilíbrio no sentido da reação inversa. Aumenta a quantidade de precipitado e promove a formação de cálculos renais.

Testes Teste de diagnóstico Grupo I 1. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) os espetros atómicos que permitem identificar elementos químicos são os espetros descontínuos ou de riscas; (B) a velocidade de propagação das radiações eletromagnéticas depende do meio em que se propagam; (D) as radiações UV são mais energéticas do que as radiações IV. 2. 2.1 E i = 2,18 × 10 18 J 19 2.2 E = 2,42 × 10 J   2.3 A transição D corresponde à emissão de radiação visível: E = E 3 – E 2  E = 2,42 × 10 19  5,45 × 10 19)   E = 3,03 × 10 19 J 2.4 A transição B corresponde à transição eletrónica do nível 2 para o nível 1. 2.5 Opção (A). As outras são incorretas porque: (B) a radiação associada à transição eletrónica C é IV; (C) a transição D ocorre com emissão de energia; (D) quanto maior é o valor da energia, maior é o valor da frequência, porque são grandezas diretamente proporcionais. Como a transição D corresponde a uma emissão de energia superior à da transição C, o valor da frequência da radiação emitida em D é maior que o valor da frequência da radiação emitida em C. Grupo II 1. 2 5 2 2 5 1.1 [He] 2s 2 p ou 1s 2s 2 p 1.2 O elemento E pertence ao segundo período da Tabela Periódica porque tem os eletrões distribuídos por dois níveis de energia.


197

2. Opção (D). As outras são incorretas porque: (A) os eletrões do átomo C, no estado de energia mínima, têm diferentes 1 7 energias, como por exemplo: E 3s  E 3 p; (B) [Ne] 3s 3 p é uma configuração eletrónica impossível e a orbital p comporta no máximo 6 eletrões; (C) o elemento a que pertence o átomo B faz parte do grupo 16 da Tabela Periódica pois tem 6 eletrões de valência. 3. O raio de B é inferior ao de C. São elementos do mesmo período da Tabela Periódica e C tem maior número atómico e, como tal, maior carga nuclear, que é o efeito fundamental que provoca a contração da respetiva nuvem eletrónica. Grupo III 1. n =

m M

n=

110,0  n = 2,499 mol CO 2; nas condições PTN, n(CO2) = n(NH3)  n(NH3) = 2,499 mol NH3 44,01

m = n × M  m = 2,499 × 17,03  m = 42,56 g NH 3

2. Nas condições PTN:  =

M V m

  =

32,00  22,4

 =

1,43 g dm 3 O2

3. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) por terem massas molares diferentes, têm massas diferentes; (B) as densidades são diferentes porque têm massas diferentes; (D) n(B) = n(D) porque se encontram nas condições PTN e V (B) = V (D); n(B) contém 2n átomos porque a molécula de O 2 contém 2 átomos de oxigénio; n(D) contém 5n átomos porque a molécula de CH4 contém 5 átomos (1 de carbono e 4 de hidrogénio). 4. Opção (B). A molécula de NH3 possui um par de eletrões não partilhado e três pares de eletrões partilhados. Geometria piramidal trigonal.

5. (A) – 1; (B) – 3; (C) – 5; (D) – 2; (E) – 4. 6. 6.1 X – produtos da reação; Y – reagentes; Z – produtos intermédios. 6.2 1 – corresponde à energia absorvida para quebrar as ligações nos reagentes: 3 × E (H–H)  3 × 436  E = 1308 kJ E (N  N)  E = 945 kJ Total = 1308 + 945 = 2253 kJ 3          ligações dos produtos de reação: 6 × E (N–H)  6 × 391  E = 2346 kJ 2 – corresponde ao balanço energético: H      H    6.3 Reação exotérmica, porque H < 0. Grupo IV 2 1. n = c × V  n = 2,5 × 10 × 500 × 10  n = 1,2 × 10 mol K2CrO4 2 m = n × M  m = 1,2 × 10 × 194,20 v m = 2,3 g K 2CrO4 2. Balança, copo de precipitação, vareta de vidro, espátula, balão volumétrico de 500 mL, funil, esguicho de água desionizada, conta-gotas. 2

3

3. Opção (B). K2CrO4 (aq)  2 K+ (aq) + CrO 24 (aq); cK2CrO4 = [CrO 24 ] e [K+] = 2 × [CrO 24 ]  [K+] = 5,0 × 102 mol dm3 As outras são incorretas porque: (A) [K ] = 2 × [CrO 24 ] +

(C) %(m/m) =

msoluto msolução

× 100  %(m/m) =

2,43 500

× 100  %(m/m) = 0,486%, em que m =  × V  m = 1,00 × 500 

 m = 500 g solução (D)

194,20 g K2 CrO4 2,43 g K2 CrO4

ppm =

198

m

K

msolução

aaaaaaaaaa

2 × 39,10 g K+

aaaaaaaaaa

× 10

6

m

 ppm =

0,978 500

 m = 0,978 g K+ 6

× 10  ppm = 1,96 × 10

3


4. ci

4.1 ni = nf  ci × V i = cf × V f  V f

4.2 f =

V i

250  10

 25 =

=

c f

3



V f V i

ci

 f =

 f =

c f

2

2,5  10



1,0  10



3

 f = 25

 V a retirar = 1,0 × 10 2 dm3 ou V a retirar = 10 cm3

V a retirar

4.3 Retirar, com a pipeta volumétrica e respetiva pompete, 10 mL da solução mãe, transferindo esta solução para um balão volumétrico de 250 mL de capacidade. Adicionar de seguida água desionizada até ao traço de referência. Rolhar e agitar de modo a homogeneizar a solução. Rotular devidamente o balão.

Teste 1 Grupo I 1. 1.1 Reagente limitante é o reagente que existe em menor quantidade relativa, isto é, que está em defeito em relação aos outros reagentes. 1.2 n =

m M

13,6

 n =

17,03

 n =0,799 mol NH3; n =

m M

 n =

12,8 16,04

 n =0,798 mol CH4; n  n =

16,0 32,00



 n =0,500 mol O2 0,799

Para NH3: 1.3

2

= 0,400; para CH 4:

aaaaaaaaaa

3 mol O2

2 mol HCN

aaaaaaaaaa

0,500 mol O2

n aaaaaaaaa

3 mol O2

1.4 Opção (B).

aaaaaaaaa

0,500 mol O2

0,798 2

= 0,399; para O 2:

0,500 3

= 0,167; o reagente limitante é o oxigénio, O2.

 n = 0,333 mol HCN; m = n × M  m = 0,333 × 27,03 6 mol H2O n

 m = 9,00 g HCN

 n = 1,00 mol H2O; V = n × V m  V = 1,00 × 22,4  V = 22,4 dm3 de H2O

1.5 n(NH3)em excesso      n(NH3)em excesso = 0,466 mol NH3; n(CH4)em excesso       n(CH4)em excesso = 0,465 mol CH 4 ntotal = 0,466 + 0,465  ntotal = 0,931 mol reagentes em excesso 2. 2.1

aaaaaaaaaa

100,09 g CaCO3

128,10 g CaC2O4

aaaaaaaaaa

m

4,48 g CaC2 O4

 m = 3,50 g CaCO3; GP = 3,50 × 100 = 70,0% 5,00

2.2 Opção (B). n(H2C2O4) = n(CaCO3)  n(H2C2O4) = c =

n V

0,0350

 c =

0,500

3,50 100,09

 n(H2C2O4) = 0,0350 mol

 c = 7,00 × 10 2 mol dm3

2.3 O soluto é H2C2O4; nsoluto = 0,0350 mol H2C2O4 msolução =  solução × V solução  msolução = 500 g; msolvente = msolução  msoluto  msolvente      msolvente = 497 g m

nsolvente =

x

=

 nsolvente =

M

nsoluto nsoluto  nsolvente

3. Para O2: n =

V V m

2 mol KCO3 0,200 mol KCO3  =

nreal nteórico

n=

497 18,02

 x =

5,00 22,4


× 100   =

 nsolvente = 27,6 mol H2O 0,0350



27,6  0,0350

x

= 1,27 × 10

3

 n = 0,223 mol (real); para KCO3: n =

3 mol O2 n

0,223 0,300

m M

n=

24,5 122,55

 n = 0,200 mol KCO3

 n = 0,300 g mol O2 (teórico)

× 100 

 = 74,3%


199

Grupo II 1. Opção (C). 0,50

NO2  SO2   Q = Qc = c SO3  NO

0,10



V

 Qc =2,5 × 10 2; Qc < K c

V

1,0



2,0

V

V

As outras são incorretas porque a evolução da reação não depende apenas das concentrações dos reagentes nem apenas das concentrações dos produtos da reação. O valor de Qc envolve as concentrações de todas as espécies presentes no sistema reacional. 2. 2.1.1 K c =

NO2e N2 e  O2 e

NO2e

103 =

 2,5 ×

2,3  10

3

 3,1  10

 [NO] = 4,2 × 104 mol dm3

2

2.1.2 N2 (g) + 3

ci / mol dm

cN2

3

c /


 NO (g)

O2 (g) cO2

 x

0 +2 x 2 x

 x

2,3 × 10

3

2

3,1 × 10

2 x = 4,2 × 10 4  x = 2,1 × 104; cN2 = 2,3 × 10 3 + 2,1 × 10 4  cN2 = 2,5 × 103 mol dm3 2.2 Opção (B). x =

nNO nNO  nN2  nO 2

 x =

4,2  10

4

4,2  10

4

 2,3  10

3

 3,1  10

2



x

= 1,2 × 10 2

3. 3.1

 H2 (g) + I2 (g)

2 HI (g) 1,00 2 x    x = 0,079

ni / mol n /

mol neq / mol

0 + x

0 + x

x

x

   x = 0,079  x = 0,46 mol; neq(I2) = neq(H2) = 0,46 mol ni

3.2 %(HI ionizado) =

× 100  %(HI ionizado) =

nd

0,921 × 100  %(HI ionizado) = 92,1% 1,00

3.3 Opção (B). 0,46

H2 e  I2 e K c = HI2e

 K c =

V



0,46 V

 0,079     V 

2

 K c = 34

4. 4.1 cNO2 =

n V

 cNO

2

=

10,0 5,0

 cNO2 = 2,0 mol dm3; cSO2 =

10,0 5,0

 cSO2 = 2,0 mol dm3

3

3

3

[SO3]e = [NO]e = 1,5 mol dm ; [NO2]e =     [NO2]e = 0,5 mol dm ; [SO2]e = 0,5 mol dm 4.2 K c =

SO3 e  NOe NO2 e  SO2e

 K c =

4.3 K c1 =

SO3 e  NOe NO2 e  SO2e

 K c1 =

2

1,5

2

0,5

0,92 0,32

 K c = 9  K c1 = 9; Os dois estados de equilíbrio estão à mesma temperatura porque K c = K c1.

Grupo III 1. 1.1 n =

200

m M

n

=

2,00 138,12

 n = 1,45 × 10 2 mol C7H6O3; n =

m M

n

=

4,00 102,09

 n = 3,92 × 102 mol C4H6O3


1,45  10

Para C7H6O3:

2



= 1,45 × 10 2; para C4H6O3:

1

salicílico, C7H6O3.

aaaaaaaaaa

1 mol C7H6 O3 -2

1,45 × 10 mol C7 H6 O3

1 mol C9H8O4

aaaaaaaaaa

3,92  10

2



= 3,92 × 10 2; o reagente limitante é o ácido

1

 n = 1,45 × 10-2 mol C9H8O4

n

2

m = n × M  m = 1,45 × 10 × 180,15  m = 2,61 g C 9H8O4

1.2

 =

mreal mteórico

2,10

× 100   =

2,61

× 100 

 =

80,5%

Teste 2 Grupo I 1. 1.1 [NH3]e = [H2]e = 1.2 K c =

n V 6 5,0

[NH3]e =



4 5,0

 [NH3]e = 8,0 × 10 1 mol dm3; [N2]e =

2 5,0

 [N2]e = 4,0 × 101 mol dm3;

 [H2]e = 1,2 mol dm3

N2 e H2 3e NH3 2e

 K c =

4,0  10

1





(8,0  10

3

1,2

 K c = 1,1

1 2



)

2. Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) como a reação não é completa, a quantidade de NO2 não pode ser dupla de N 2O4; (B) como a reação é endotérmica, o valor de K c aumenta quando a temperatura também aumenta; (D) se o volume do sistema reacional aumentar, a pressão diminui e o sistema evolui no sentido do aumento da pressão, ou seja, no sentido da formação de maior número de moles de componentes gasosos. Desloca-se no sentido da reação direta, havendo diminuição da quantidade de N2O4. 3. 3.1 [POC3]e =

1,5  0,750 1

[C2]e = 0,750 mol dm 3.2 %(dissociação) =

nd ni

 [POC3]e = 0,750 mol dm 3; [POC]e =

0,750

 [POC]e = 0,750 mol dm 3;

1

3

0,750

× 100  %(dissociação) =

1,5

× 100  %(dissociação) = 50%

3.3 m = n × M  m = 0,750 × 153,32  m = 115 g POC3; m = n × M  m = 0,750 × 82,42  m = 61,8 g POC; m = n × M  m = 0,750 × 70,90  m = 53,2 g C2 mtotal =115 + 61,8 + 53,2  mtotal = 230 g;  =

m V

230

  =

1



 =

230 g dm3

Grupo II 1. 1.1 Opção (C). 1.2 Opção (B). pH = 9,0  [H3O+]= 10pH  [H3O+] = 1,0 × 109 mol dm3 A 25 °C, K w = 1,0 × 10 14  [OH] =

1,0  10

14

1,0  10

9

 [OH] = 1,0 × 10 5 mol dm3

1.3 3

ci / mol dm

ceq / mol dm

K b =

3

C5H5N (aq) + H2O () 0,10 – 5   1,0 × 10 –  0,10

C H NH   OH  5 5

e

C 5H5 Ne

e

 K b =

(1,0  10

 C5H5NH+ (aq) + OH (aq) 

0 5

1,0 × 10

5 2

0,10

0

)

1,0 × 10

5

 K b = 1,0 × 10 9


201

1.4 Fração de ionização =

1,0  10

5

0,10

 Fração de ionização = 1,0 × 104

1.5 Em meio aquoso a piridina é uma base fraca, pois aceita protões da água de acordo com a equação química. Além 9 disso, o valor de K b é muito baixo (K b = 1,0 × 10 ). 2. 2.1 2.1.1 CH3COOH (aq) + H2O () CH3COO (aq) + H3O+ (aq) 2.1.2 pH = 2,7  [H3O+] = 10pH  [H3O+] = 2,00 × 103 mol dm3; [H3O+]e = [CH3COO]e     [CH3COOH]e = 2,00 × 10 1  2,00 × 10 3  [CH3COOH]e = 1,98 × 10 1 mol dm 3



K a =

CH COO   H O  3

e

3

e

CH3COOHe

3 2

 K a =

(2,00  10 ) 1,98  10

1

 K a = 2,02 × 10 5

2.1.3 Se a concentração do ácido cianídrico, HCN (aq), é igual à concentração do ácido acético e tem pH > 2,7, isto significa que a concentração de iões H3O+ na solução aquosa de HCN (aq) é menor do que na solução de CH3COOH (aq), visto que pH = log [H3O+]. Quanto maior for a concentração de iões H3O+, mais ácida é a solução e menor será o valor de pH. A extensão da ionização é superior para o ácido acético, sendo, por isto, este ácido mais forte do que o ácido cianídrico. 2.2  2.2.1 NaCH3COO (aq)  Na+ (aq) + CH3COO (aq) 2.2.2 Opção (D). 2.2.3 O catião sódio hidratado, Na+ (aq), pode considerar-se praticamente neutro sob o ponto de vista ácido-base, pois não aceita nem cede protões à água. O ião acetato, CH 3COO            CH3COOH (aq). Tem capacidade de aceitar protões da água, de acordo com a equação:   CH3COO (aq) + H2O () CH3COOH (aq) + OH (aq)  O aumento da concentração em iões OH torna a solução aquosa de acetato de sódio básica.



Grupo III + 1. Com a adição de solução de ácido clorídrico, HC (aq), a concentração dos iões H aumenta. Pelo Princípio de Le Châtelier, o sistema evolui no sentido da reação direta e a cor laranja acentua-se. Com a adição de uma solução aquosa +  de hidróxido de sódio, NaOH (aq), os iões OH resultantes da dissociação de NaOH vão reagir com os iões H formando  água (H+ + OH  H 2O) e a concentração de iões H+ diminui. Pelo Princípio de Le Châtelier, o sistema evolui no sentido da reação inversa para aumentar a concentração em iões H+. A cor laranja diminui e aparece a cor amarela.

Teste 3 Grupo I 1. 1.1 Opção (A). A concentração molar de cada componente permanece constante neste estado de equilíbrio. As outras são incorretas porque: (B) o número de moles de produto da reação deverá ser igual à soma do número de moles de reagentes consumidos, de acordo com a estequiometria da reação; (C) K c =

NO2e , sendo o valor de N2 e  O2 e

K c

constante; (D) se a temperatura aumentar, o sistema vai evoluir no sentido da reação endotérmica, ou seja, no sentido da reação direta, conduzindo ao aumento do valor numérico de K c. 1.2 Aumentando a temperatura do sistema reacional, o sistema evolui no sentido da reação endotérmica, ou seja, no sentido da reação direta. Deste modo, o rendimento aumenta. 1.3 Ao aumentar o volume do sistema reacional a pressão diminui, mas como o número de moles de componentes gasosos nos reagentes é igual ao número de moles de componentes gasosos nos produtos da reação, não há alteração no equilíbrio químico. 2. 2.1 K c =

HI2e H2e  I2 e

 K c =

2,02 0,20  0,20

 K c = 1,0  102; Qc =

HI2 H2  I2 

 Qc =

0,40

0,50  0,25

Qc < K c, logo o sistema não se encontra num estado de equilíbrio.

202

2


 Qc = 1,3

2.2 2.2.1 Como a temperatura se mantém, o valor de K c não varia e, consequentemente, o rendimento também não varia. 2.2.2 O valor de K c não varia porque a temperatura se mantém constante. Grupo II 1. + + 2 + +  14  7 3 1.1 K w = [H3O ]e × [OH ]e  9,55 × 10 = [H3O ] , pois [H3O ]e = [OH ]e; [H3O ]= 3,09 × 10 mol dm + 7 pH =   [H3O ]          pH = 6,5 1.2 1.2.1 HNO3 (aq) + H2O ()  NO 3 (aq) + H3O+ (aq); cHNO3 = [H3O+], por ser um ácido forte. cHNO3 =

n

 n = 5,0 × 10

V

3

× 0,20  n = 1,0 × 10 3 mol HNO3; n = 1,0 × 10 3 mol H3O+

1.2.2 Nos 95 cm3 da amostra de água: n = 3,09 × 10 7 × 0,095 = 2,9 × 10 8 mol H3O+ 3

nH3O+ total = 1,0 × 10 + 2,9 × 10

8

V final da solução = 95 + 5,0 = 100 cm +

[H3O ] =

n V

]=

+

3

1,0  10 3

+

 [H3O

3

 1,0 × 10 mol H3O

100  10

3

 [H3O+] = 1,0 × 102 mol dm3     [H3O+]        2 

 pH = 2,0 6 3 1.2.3 Como a concentração de HNO3 (aq) é relativamente elevada (superior a 1,0 × 10 mol dm ), pode desprezar-se a 14 contribuição da autoionização da água. A 60 °C, K w = 9,55 × 10 .        9,55 × 10 14 = 1,0 × 10 2 × [OH ]  [OH ] = 9,55 × 10 12 mol dm 3;     [OH ]  pOH = 11 Grupo III 1. 1.1 C (s) + 2 CuO (s)  2 Cu (s) + CO 2 (g) (0)





(0)



     n.o.(C) = +4; n.o.(C) aumentou de 0 para +4;



      n.o.(Cu     

de +2 para 0. 1.2 Opção (C). As restantes são incorretas porque: (A) C (s) é o agente redutor, pois sofre oxidação; (B)    (D) n.o.(C) em CO2 é +4. 1.3 1.3.1 Para o carbono: n = Para C: 1.3.2

3,331 1

5,001 mol CuO nreal nteórico

M

n=

40,00

1 mol CO2

aaaaaaaaaa

× 100   =

n

 n = 3,331 mol C; para o óxido de cobre (II): n =

12,01

= 3,331; para CuO: aaaaaaaaaa

2 mol CuO

 =

m

5,001 2

397,8  n = 5,001 mol CuO 79,55

= 2,500; o reagente limitante é o CuO e o reagente em excesso é o carbono.

 n = 2,500 mol CO2(teórico); n =

1,50 × 100  2,500

V V m

n

=

33,6 22,4

 n = 1,50 mol CO 2 (real)

 = 60,0%

Grupo IV 1. +

+

1.1 Na2CO3 (aq)  2 Na (aq) + CO 23  (aq); AgNO3 (aq)  Ag (aq) + NO 3 (aq) 1.2 Opção (B). Ag2CO3 (s) 1.3 s =

3

K s

4

 2 Ag+ (aq) + CO

8,46  10  s = 3 4

12



2 3

(aq); K s = [Ag+] 2e × [CO 23  ]e  K s = (2s)2 × s  K s = 4s3

 s = 1,28 × 10 4 mol dm3

1.4 Para CO 23  na solução inicial: n = 1,0 × 10 × 10,0 × 10 2

3

 n = 1,0 × 10 4 mol CO 23 

Para Ag+ na solução inicial: n = 1,0 × 102 × 10,0 × 10 3  n = 1,0 × 10 4 mol Ag+


203

n

Para CO 23  na mistura: [CO 23 ]mistura = +

V total

1,0  10

+

Para Ag na mistura: [Ag ]mistura =

2

 [CO 3

4

20,0  10

3

]mistura =

1,0  10

4

20,0  10

 [CO 23 ]mistura = 5,0 × 103 mol dm3 

3

 [Ag+]mistura = 5,0 × 103 mol dm3

Para Ag2CO3: Qs = [Ag+]2 × [CO 23  ]  Qs =(5,0 × 103)2 × 5,0 × 10 3  Qs = 1,2 × 10 7 Qs > K s, logo há formação de precipitado.

Grupo V 1. 1.1 A solução titulante é básica.   1.2 Com base no gráfico: na = nb  ca × V a = cb × V b  25 × 10 3 × 0,10 = 0,20 × V b  V b = 1,2 × 10 2 dm3 1.3 Opção (B). O gráfico mostra que o pH no ponto de equivalência é superior a 7. A solução final é básica, o que corresponde a uma titulação ácido fraco-base forte. 1.4 Fenolftaleína, porque a zona de viragem (8,2 – 10) contém o valor de pH no ponto de equivalência. o

Teste global 1 (11. ano) Grupo I 1. 3 2 1.1 n = c × V  n = 50,0 × 10 × 0,500  n = 2,50 × 10 mol A2(SO4)3 aaaaaaaa

1 mol A2(SO4)3

2,50 × 10-2 mol A2 (SO4 )3

1.2 Opção (B).

aaaaaaaa

n

aaaaaaaa

1 mol A3+ -2

2 mol A3+

5,0 × 10 mol A

 n = 5,0 × 10 -2mol A3+; n(A(OH)3) = n(A3+)  n(A(OH)3) = 5,0 × 10 2 mol

2 mol OH-

3+ aaaaaaaa

n

1.3 m        m = 13,5 g KOH; n = aaaaaaaaaa

3 mol OH-

1 mol A(OH)3

- aaaaaaaaaa

0,241 mol OH

n



m M

 n = 1,5 × 10-1mol OH-; n(KOH) = n(OH )  n(KOH) = 1,5 × 10 1 mol 

n=

13,5 56,11



 n = 0,241 mol KOH; 1 mol KOH contém 1 mol OH .

 n = 8,03 × 10-2mol A(OH) 3

2

m = n × M  m = 8,03 × 10 × 78,00  m = 6,26 g A(OH)3

Grupo II 1. 1.1 cA = 2,0 mol dm3; cB = 1,0 mol dm3; cA2B = 0 mol dm3; [A]e = 1,0 mol dm3; [B]e = 0,5 mol dm3; [A2B]e = 0,5 mol dm3 1.2 Opção (C). 1.3 K c =

A 2Be A 2e  Be

 K c =

0,5 1,02  0,5

 K c = 1,0

2. 2.1 Como o valor de K c aumenta quando a temperatura aumenta, a reação é endotérmica. 2,5

2.2 Qc =

C2H4  C 4H8  C 3H6 2

 Qc



2,5

1 = 1 2  2,5     1 

 Qc = 1,0; a 500 K Qc > K c, logo o sistema evolui no sentido da reação

inversa. 3. 3.1 Aumentaram. Como a concentração de X aumenta, o sistema evolui no sentido da reação direta, aumentando a concentração de Y. A concentração de X diminui em relação à perturbação mas fica mais elevada do que a concentração inicial. 3.2 Como a temperatura não varia, o valor da constante de equilíbrio mantém-se.

204


Grupo III 1. 1.1 (A) HBr (aq) + NH3 (aq)

 Br (aq) + NH 



4

(aq); (B) NH 4 (aq) + H2O ()

 H3O+ (aq) + NH3 (aq)

+



1.2 (A) HBr/Br e NH 4 /NH3; (B) NH 4 /NH3 e H3O /H2O Grupo IV 1. +  1.1 AgI (s) Ag (aq) + I (aq) 1.2 É endotérmica, porque o aumento de temperatura favorece a reação endotérmica. 1.3 Como o volume duplicou, o valor da concentração passa para metade. [Ag+] = [I] = 5,0 × 102 mol dm3; Qs = [Ag+] × [I]  Qs =(5,0 × 102)2  Qs = 2,5 × 10 3 Qs > K s, logo há formação de precipitado. 1.4 Ao adicionar iões I (aq) à solução (efeito do ião comum), de acordo com o Princípio de Le Châtelier, o sistema evolui no sentido da formação de precipitado, ou seja, no sentido da reação inversa. Logo, o número de moles dissolvidos por unidade de volume diminui.



Grupo V 1. 1.1 2 Ag+ (aq) + Cu (s)  2 Ag (s) + Cu2+ (aq) 2+ +   1.2 Semirreação de oxidação: Cu (s)  Cu (aq) + 2 e ; semirreação de redução: 2 Ag (aq) + 2 e  2 Ag (s) 2+ 2+ + 1.3 Zn < Cu < Ag

Teste global 2 (11.o ano) Grupo I 1. 1.1 1.1.1 Para NaC: n =

m M

n

=

m 585  n = 10,0 mol NaC; para H2O: n = M 58,44

n

=

1,00  10 18,02

3

 n = 55,5 mol H2O

De acordo com estequiometria da reação (2 mol de NaC para 2 mol H2O) conclui-se que o reagente em excesso é H2O. 1.1.2  =

nreal nteórico

× 100  0,80 =

nreal

 nreal = 0,80 × 10,0

10,0

 nreal = 8,0 mol NaOH

1.1.3 ntotal = n(H2) + n(C2)  ntotal = 5,0 + 5,0  ntotal = 10,0 mol; nas condições PTN, V = n × V  V = 10,0 × 22,4   V = 224 dm3 +  1.1.4 Opção (B). A solução aquosa de NaOH é alcalina. Tem pH > 7 e [OH ] > [H3O ]. 1.2

HC2e 1.2.1 K c = H2 e  C 2 e

 1,9 × 10

2

=

HC2e 2

0,435

 [HC]e = 6,0 × 10 2 mol dm3

1.2.2 Opção (A). ni / mol neq / mol

H2 (g) n(H2)   x = 0,435

+

C2 (g) n(C2)   x = 0,435



2 HC (g) 0 2 x = 6,0

2 x = 6,0  x = 3,0 mol; ni(H2) = ni(C2) = 3,0 + 0,435; n(H2)consumido = n(C2)consumido = 3,0 mol; n(HC)formado = 6,0 mol As outras são incorretas porque: (B) e (D) dado que o número de moles de componentes gasosos é igual nos dois membros da equação, a variação de pressão não altera o equilíbrio; (C) a reação é incompleta. Grupo II 1. 1.1      equilíbrio ácido-base, segundo a Teoria Protónica, porque há transferência de protões de +  CH3CH2COOH (aq) para H2O (). Pares conjugados ácido-base: CH3CH2COOH/CH3CH2COO e H3O /H2O.     1.2 [H3O+]e = [CH3CH2COO ]e; pH = 2,9  [H3O+]e = 10 2,9  [H3O+]e =1,3 × 10 3 mol dm 3  3 3 [CH3CH2COO ]e = 1,3 × 10 mol dm Editável e fotocopiável © Texto | Novo Jogo de Partículas 11

205

K a =

CH CH COO   H O  3

2

e

3

5  1,38 × 10 =

e

CH3CH2COOHe

1.3 %(ácido que se ioniza) =

1,3  10 1,2  10

1

3

 1,3  10  3

(1,3  10 3 )2

CH3CH2COOHe

 [CH3CH2COOH]e = 1,2 × 10 1 mol dm3

× 100  %(ácido que se ioniza) = 1,1%

1.4 1.4.1 CH3CH2COOH (aq) + NaOH (aq) NaCH3CH2COO (aq) + H2O () 1.4.2 na = nb  ca × V a = cb × V b  20 × 103 × 0,1213 = 5,0 × 10 2 × V b  V b = 4,9 × 10 2 dm3 = 49 cm3 1.4.3 Fenolftaleína, porque é o único indicador cuja zona de viragem contém o ponto de equivalência. O valor de pH, no ponto de equivalência é superior a 7 porque se trata de uma titulação entre um ácido fraco e uma base forte.



Grupo III 1. +  1.1 K s = [Ag ]e × [C ]e       1.2 Para o ponto Y: K s = 2,0 × 10 5 × 1,0 × 10 5  K s = 2,0 × 10 10; para o ponto Z: K s = 1,0 × 10 5 × 2,0 × 10 5  K s = 2,0 × 10 10 1.3 Para os pontos Y e Z da curva o valor de K s é igual, o que significa que a temperatura se manteve constante. Para um dado sal, K s só depende da temperatura. 1.4 Opção (C). T corresponde a uma solução sobressaturada e X corresponde a uma solução insaturada.

Grupo IV 1. 1.1 Ensaio 1: não há reação porque o cobre metálico não conseguiu reduzir o Mg 2+. Mg 2+ tem poder oxidante superior a 2+ Cu . Ensaio 5: ocorre reação com formação de zinco metálico, porque o poder redutor do magnésio é superior ao do 2+ 2+ 2+ 2+ zinco, ou seja, Zn tem poder oxidante superior a Mg ; Zn (aq) + Mg (s)  Mg (aq) + Zn (s) 2+ 2+   1.2 Ensaio 4: semirreação de redução: Cu (aq) + 2 e  Cu (s); semirreação de oxidação: Mg (s)  Mg (aq) + 2 e   Ensaio 6: semirreação de redução: 2 H+ (aq) + 2 e  H2 (g); semirreação de oxidação: Mg (s)  Mg2+ (aq) + 2 e 1.3 O metal com maior poder redutor é o magnésio e o metal com menor poder redutor é o cobre. 1.4 Poder oxidante: Cu2+ < Zn2+ < Mg2+ 1.5 Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) nem todos os metais são atacados pelos ácidos, como, por exemplo, no ensaio 3; (C) no ensaio 1 não ocorre reação; (D) o gás libertado no ensaio 9 é o hidrogénio.

Teste global 3 (10.o e 11.o anos) Grupo I 1. 1.1 Z, porque tem maior valor de energia e, quanto maior é o valor da energia, maior é o valor da frequência, visto que são grandezas diretamente proporcionais (E = h  ). 1.2 X, porque tem maior valor de energia. 1.3 Não. Apenas pode ser excitado por absorção de radiação UV. Grupo II 1. 1.1 NH3 (aq) + H2O ()

 NH



4

(aq) + OH (aq); há transferência de um protão, H+, de H2O para NH3.



1.2 NH 4 /NH3 e H2O/OH . 1.3 (A) – 1 e 4 ; (B) – 3 ; (C) – 1 e 4 Adicionando cloreto de amónio, estão a adicionar-se à solução iões NH 4 . A concentração de iões NH 4 aumenta. 



         . A concentração de iões OH aumenta.

Fazendo borbulhar HC (g) na solução, este ácido ioniza-se em H+ (aq) e C (aq). Os iões H + (aq) reagem com os iões OH, originando H2O. A concentração de OH  diminui, e o equilíbrio, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, 

desloca-se no sentido da reação inversa, aumentando a concentração de iões NH 4 . 1.4 NH4NO3 (aq)  NH 4 (aq) + NO 3 (aq)

206


NO 3 (aq) por ser uma base muito fraca conjugada de um ácido forte, não sofre reação com a água. NH 4 (aq) por ser um ácido fraco conjugado de uma base fraca (NH 3) reage com a água, de acordo com a equação química seguinte: NH 4 (aq) + H2O ()

 NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Compensa a deficiência de acidez dos solos, pois desta reação resulta um aumento da concentração dos iões H3O+. 2. Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) a geometria da molécula de NH3 é piramidal trigonal; (C) a molécula de NH3 possui um par de eletrões não partilhados; (D) o ângulo de ligação na molécula de H2O (104,5°) é menor que o ângulo de ligação na molécula de NH3 (107°). 3. 3.1 Opção (C). As outras são incorretas porque: (A) N e F são elementos do mesmo período da Tabela Periódica; (B) P e N são elementos do grupo 15 da Tabela Periódica e a reatividade diminui ao longo do grupo; (D) a primeira energia de ionização diminui ao longo de um grupo da Tabela Periódica. 2 2 4 3.2 O elemento cuja configuração eletrónica é 1s 2s 2 p tem número atómico 8, pertence ao mesmo período do flúor e é o oxigénio. A primeira energia de ionização do oxigénio é menor do que a primeira energia de ionização do flúor, pois esta aumenta ao longo do período visto a carga nuclear ser o efeito fundamental. Grupo III 1.  1.1 Opção (B). As outras são incorretas porque: (A) C é a espécie redutora porque o respetivo número de oxidação    0); sofre oxidação; (C) Cr2O 27 é a espécie oxidante porque contém o elemento que se reduz (Cr);

(D) Cr2O 27  sofre redução porque é a espécie oxidante. 1.2 1.2.1 n =

V V m

n

1 mol Cr2O27

=

0,500  n = 2,23 × 102 mol C2 22,4


n

3 mol C2 -2

2,23 × 10

-2 2 n = 7,43 × 10 mol Cr2 O7 mol C2

1.2.2 Opção (B). A 1 mol de Cr 2O 27  correspondem 2 mol de K ; n(K ) = 2 × n(Cr2O 27 )  n = 1,49 × 10 mol Cr2O 72 +

1.2.3 Se  = 100%: aaaaaaaaaa 6 mol Caaaaaaaaaa n

+

1

3 mol C2 -2

2,23 × 10



Como  = 80%: n(C ) =

4,46  10 0,80

-2  n = 4,46 × 10 mol C mol C2

2

 n = 5,6 × 10 2 mol C

2

N = n × NA  N = 5,6 × 10 × 6,02 × 10

23

 N = 3,4 × 1022 iões C Grupo IV

1. 1.1 Opção (A). n =

m M

n=

n 31,5  n = 0,500 mol HNO3; cHNO3 = V 63,02

 cHNO

=

3

0,500  cHNO3 = 1,00 mol dm 3 0,500

1.2 msolução = solução × V solução  msolução = 1,03 × 500  msolução = 515 g %(m/m) =

msoluto msolução

× 100  %(m/m) =

31,5 515

× 100  %(m/m) = 6,12%

3 2 1.3 na = nb  ca × V a = cb × V b  1,0 × 0,0050 = 0,25 × V b  V b = 2,0 × 10 dm

Grupo V 1. 1.1 As soluções aquosas dos sais carbonato de sódio, Na2CO3, e sulfato de sódio, Na2SO4, têm igual concentração de iões carbonato e iões sulfato, porque estes sais são muito solúveis em água e as suas soluções têm igual concentração. Ao


207

adicionar igual número de gotas de solução de nitrato de prata, AgNO 3 (aq) a cada um dos tubos, são possíveis os seguintes equilíbrios:

 2 Ag+ (aq) + CO  (aq) + Ag2SO4 (s)  2 Ag (aq) + SO  (aq) 2 3

Ag2CO3 (s)

2 4

As expressões dos respetivos produtos de solubilidade são: K s(Ag2CO3) = [Ag ] 2e × [CO 23  ]e e K s(Ag2SO4) = [Ag ] 2e × [SO 24 ]e +

+

Como os dois sais são constituídos por iões em proporções estequiométricas iguais, o sal que precipita primeiro é o + que apresenta menor valor de K s, porque precisa de menor valor de concentração de iões Ag para que comece a precipitar. Como a 25 °C K s(Ag2CO3) < K s(Ag2SO4), o sal que precipita em primeiro lugar é o carbonato de prata. 1.2 Ag2SO4 (s)

 2 Ag+ (aq) + SO

2 4 (aq)

1.3 A equação química que traduz a reação de equilíbrio de Ag2SO4 é: Ag2CO3 (s)

 2 Ag+ (aq) + CO

2 3 (aq)

+

A concentração mínima em iões Ag (aq) para provocar a precipitação do sulfato de prata é calculada a partir da expressão de K s: K s(Ag2SO4) = [Ag ] 2e × [SO 24 ]e  1,20 × 10 = [Ag ] 2e × 2,0 × 10 +

5

+

3

 [Ag+]e = 7,7 × 10 2 mol dm3

Para provocar a precipitação no tubo 1 é necessário que [Ag+] seja superior a 7,7 × 10 2 mol dm 3. 1.4 Quando se adiciona NH3 (aq) ao tubo 2, que contém Ag2CO3 (aq), ocorre uma reação entre os iões Ag+ e NH3 (aq), formando-se o ião complexo [Ag(NH3)2]+, de acordo com a equação: NH3 (aq) + Ag+ (aq) [Ag(NH3)2]+ (aq) + A ocorrência desta reação leva à diminuição da concentração de Ag (aq), o que perturba o equilíbrio. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação vai progredir no sentido da reação direta até que se atinja um novo estado de equilíbrio, aumentando a solubilidade de Ag2CO3. 





208


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