Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química Química 1 Aula 17 Série A 01 Alternativa A O processo de evaporação absorve calor, e no caso da água em contato com o corpo, esse calor é absorvido do próprio corpo, o que resulta em sensação de frio. 02 Alternativa B A combustão do gás libera calor, sendo um processo exotérmico. O calor liberado é absorvido pela água para que entre em ebulição (fenômeno endotérmico). 03 Alternativa B A reação entre o sólido e a água é exotérmico, o que leva ao aquecimento do café. como a temperatura final do café é mais do que no início, a quantidade de energia armazenada também é maior. No entanto, parte da energia liberada pela reação se perde para o meio. 04 ⎩ ⎨ ⎧ − − ) gorduras ( % 25 x % 100 g 300 x = 75 g ⎩ ⎨ ⎧ − − y g 75 C 9 gorduras g 1 y = 675 C ⎩ ⎨ ⎧ − − ) os carboidrat e proteínas ( % 75 z % 100 g 300 z = 225 g ⎩ ⎨ ⎧ − − w g 225 C 4 ) o carboidrat ou proteína ( g 1 w = 900 C Total = y + w = 675 + 900 = 1.575 C Série B 05 a) Metabolismo (Q 1 ) x ____ kg 60 kJ 2 , 4 ____ kg 1 x = 252 kJ/mol Em um dia: Q 1 = 252 × 24 ⇒ Q 1 = 6.048 kJ/dia 1
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Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química
Química 1
Aula 17
Série A
01 Alternativa A O processo de evaporação absorve calor, e no caso da água em contato com o corpo, esse calor é absorvido do próprio corpo, o que resulta em sensação de frio.
02 Alternativa B A combustão do gás libera calor, sendo um processo exotérmico. O calor liberado é absorvido pela água para que entre em ebulição (fenômeno endotérmico).
03 Alternativa B A reação entre o sólido e a água é exotérmico, o que leva ao aquecimento do café. como a temperatura final do café é mais do que no início, a quantidade de energia armazenada também é maior. No entanto, parte da energia liberada pela reação se perde para o meio.
04
⎩⎨⎧
−−
)gorduras(%25x%100g300
x = 75 g
⎩⎨⎧
−−
yg75C9gordurasg1
y = 675 C
⎩⎨⎧
−−
)oscarboidrateproteínas(%75z%100g300
z = 225 g
⎩⎨⎧
−−
wg225C4)ocarboidratouproteína(g1
w = 900 C Total = y + w = 675 + 900 = 1.575 C
Série B
05 a) Metabolismo (Q1)
x____kg60kJ2,4____kg1
x = 252 kJ/mol Em um dia: Q1 = 252 × 24 ⇒ Q1 = 6.048 kJ/dia
1
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Digestão / absorção (Q2)
2
____7.600 kJ 100%____Q 10%
Q2 = 760 kJ Atividade física:
%40____x%100____kJ048.6
Q3 = 2419,2 kJ Sendo assim: QT = Q1 + Q2 + Q3 ⇒ QT = 6.048 + 760 + 2419,2 kJ QT = 9227,2 kJ b) Cálculo do balanço energético Qresidual = 7.600 – 9227,2 = –1627,2 kJ Como o gasto de energia é maior do que a quantidade ingerida, haverá perda de massa corpórea:
kJ4,1627____mkJ000.15____g450
m = 48,82 g
Aula 18
Série A
01 Alternativa B As três reações são exotérmicas, no entanto o estado sólido é menos energético do que o líquido que por sua vez é menos energético do que o gasoso. Sendo assim, Q2 > Q1 > Q3.
02 Alternativa A M (O2) = 32 g/mol
Q____g000.1kJ284____g96Omols3 2 =
Q = 2958,33 kJ
03 3a) 1 CaCO (s) 1CO2(g) + 1CaO(s) H = +42,4 kcal→ Δ
2 2 3b) N (g) + 3H (g) 2NH (g) H = –44 kcal→ Δ
04 1 Fe(s) + 1 S(s) → 1 FeS(s) + 100,35 kJ (25 °C e 1 atm)
kJ35,100xx____Feg56
kJ24,2____Feg25,1
=⎩⎨⎧
2
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05
C580xJ000.29____x
J50____C1C/J50____Femol2C/J25____Femol1
°=⎩⎨⎧ °
°°
Temperatura alcançada = 25 °C + 580 °C = 605 °C
Série B
06 a) 1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = – 212 kcal/mol b)
Q = 212,8 kcal Como a reação é exotérmica, o calor de combustão (ΔH) é –212,8 kcal.
02 Alternativa C Para cada mol dos dois compostos a diferença é de 20 kJ, sendo assim, para 10 mol será de 200 kJ. Como a combustão do antraceno libera maior quantidade de energia, conclui-se que é o mais energético.
02 Alternativa C I. Falso, pois a energia de ligação do nitrogênio (940,8 kJ ⋅ mol–1) é maior do que a do oxigênio (489,2 kJ ⋅ mol–1). II. Correto, pois quanto maior a energia de ligação mais estável ela é. III. Correto. IV. Falso. ΔH = Erom – Efor ⇒ ΔH = (470,7 + 242,5) – 2 ⋅ 9431.5) ⇒ ΔH = –149,8 kJ (exotérmica)
06 Sim, pois tanto na glicose quanto na frutose temos o mesmo número de ligações (C––H), (C––C), (C––O), (C=O) e (O––H), formadas. Neste caso a energia de formação das ligações dos dois açúcares é a mesma. Obs.: Todos os outros participantes da reação estão presentes na mesma quantidade quando formamos glicose ou frutose.
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Aula 23
Série A
01
02 a)
kJ505HkJ283HkJ788H
CO2OC2OCO2CO2IIICO2O2C2II2
)g()g(2)s(
)g(2)g()g(2
)g(2)g(2)s(
−=Δ+=Δ−=Δ
→++→
→+×
b) (I) exotérmica (II) exotérmica (III) exotérmica
03
kJ299HkJ5,203H
kJ5,95H
O2]O[OClOClO]O[
OClOClO
23
2
23
−=Δ−=Δ−=Δ
→++→++→+
04
kJ1076,3x
x____g10700
kJ526____g98
mol/kJ526H
kJ130H
kJ99H
kJ297H
SOHOHO23S
SOHOHSO
SOO21SO
SOOS
9
6
422)g(2)s(
)l(42)l(2)g(3
)g(3)g(2)g(2
)g(2)g(2)s(
)l(
×=
⎪⎩
⎪⎨⎧
×
↓
−=Δ
−=Δ
−=Δ
−=Δ
→++
→+
→+
→+
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Série B
05
06 Alternativa A
kJ140HkJ2700HkJ2840H
CO2OHHC2OHCO6OHHC2OH6CO4OH6CO6O6OHC
)g(2)l(52)s(6126
)g(2)l(52)l(2)g(2
)l(2)g(2)g(2)s(6126
−=Δ+=Δ−=Δ
+→+→+
+→+
07 Alternativa D
mol/kJ4,3267H
)kJ8,285(3H
)kJ5,393(6HkJ0,49H
OH3CO6O2
15HC
OH3O23H3
CO6O6C6H3C6HC
)l(2)g(2)g(2)l(66
)l(2)g(2)g(2
)g(2)g(2)grafite(
)g(2)grafite()l(66
−=Δ
−×=Δ
−×=Δ
−=Δ
+→+
→+
→++→
Aula 24
Série A
01 Combustão do gás de água: CO(g) + H2(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O( ) ΔH = ? I. Combustão do CO:
kJ280H)g(CO)g(O21)g(CO 22 −=Δ→+
II. Combustão do H2:
kJ240H)g(OH)g(O21)g(H 222 −=Δ→+
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Pela lei de Hess:
2 2
2 2 2
2 2 2 2
1CO(g) O (g) CO (g) H 280 kJRepete I: 21Repete II: H (g) O (g) H O( ) H 240 kJ2
CO(g) H (g) O (g) CO (g) H O( ) H 520 kJ
+ → Δ = −
++ → Δ = −
+ + → + Δ = −
02 Alternativa B
03 a) SiO2(g) + 2 Mg(s) → Si(s) + 2 MgO(s) b)
Simol/kJ7,292HkJ6,1203H
kJ9,910H
MgO2SiMg2SiOMgO2OMg2OSiSiO
)s()s()s()s(2
)s()g(2)s(
)g(2)s()s(2
−=Δ−=Δ+=Δ
+→+→+
+→
04 a) 2 Al(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s) ΔH < 0 b)
mol/kJ8,851H
mol/kJ1676H
mol/kJ2,824H
Fe2OAlAl2OFe
OAlO23Al2
O23Fe2OFe
)s()s(32)s()s(32
)s(322)s(
)g(2)s()s(32
−=Δ
−=Δ
+=Δ
+→+
→+
+→
Série B
05 Alternativa D Formação do metano: C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = ? Pela lei de Hess:
Obs.: Como a reação é endotérmica, no gráfico, o patamar energético dos reagentes fica abaixo dos produtos.
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06 a)
mol/kJ38H
mol/kJ1196H
mol/kJ394H
mol/kJ840H
WCCW
O25WCCOWO
COOC
WOO23W
)s()grafite()s(
)g(2)s()g(2)s(3
)g(2)g(2)grafite(
)s(3)g(2)s(
−=Δ
+=Δ
−=Δ
−=Δ
→+
+→+
→+
→+
b) A reação é exotérmica, pois libera calor, ou seja, apresenta ΔH negativo.
Aula 25
Série A
01
x = 4 mols/min de O2 consumido
02 A reação II tem maior velocidade, pois em duas horas são consumidos aproximadamente 3 volumes de O2, ao passo que para a reação I são produzidos apenas 2 volumes de O2. VII > VI Dados aproximados:
03 a)
t|Q|V
ΔΔ
=
encontrando a velocidade para cada amostra, temos que:
min/g5,0min1
g5,0V )IV( ==
b) Desprezando o tempo de reação, desprenderá maior quantidade de hidrogênio quando houver maior quantidade de magnésio reagindo (amostra I)
04 a)
Tempo total 90 min
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b) A velocidade da reação diminui, pois com o passar do tempo a [reagentes] é menor e a reação é mais lenta.
30125,0
30|25,0125,0|V
3025,0
30|5,025,0|V
305,0
30|0,15,0|V 321 =
−=>=
−=>=
−=
05 hL/mol5,0
12|7,42,4|
T|Q|VM ⋅=
−−
=ΔΔ
=
em t = 1 h [A] = 5 – 0,2 – 0,1 = 4,7 mol/L em t = 2 h [A] = 5 – 0,4 – 0,4 = 4,2 mol/L
Série B
06 Alternativa A Entre 2 e 6 minutos tem-se:
min/mol125,04
5,33t
|Q|v
min/mol5,04
5,45,2t
|Q|v
çãosaponifica
ãodecomposiç
=−=ΔΔ
=
=−=ΔΔ
=
07 A + 2B → C
Através da proporção em mols da reação acima, é possível obtermos os valores da concentração de [A] e [B]. a)
hL/mol122
13|35|
T|Q|V ]C[M ⋅==
−−
=ΔΔ
=
b) De acordo com a tabela acima: [A] = 3,0 mol/L e [B] = 4,0 mol/L
Aula 26
Série A
01 Alternativa B Na situação II ocorre a reação, então pode-se afirmar que a energia foi suficiente e a geometria favorável.
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02 Alternativa A As reações, mesmo que exotérmicas e espontâneas necessitam de uma quantidade inicial de energia para que possam começar (energia de ativação).
03 Podemos dizer que uma reação química ocorre quando houver um choque efetivo entre os reagentes. Esse choque efetivo é representado por uma orientação adequada das partículas e por uma energia mínima necessária.
04 Entalpia dos reagentes M Entalpia dos produtos M + P ΔH P Entalpia do complexo ativado O Entalpia de ativação N
05
Série B
06
Ead = energia de ativação da reação direta Eai = energia de ativação da reação inversa ΔH = Ead – Eai = 228 – 430 = –202 kJ A reação direta é exotérmica.
07 Alternativa D A reação de síntese é endotérmica ΔH = + 226 kJ.
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Aula 27
Série A
01 A velocidade das reações é sempre maior quanto maior a temperatura, pois, com o aumento da temperatura, aumentamos a energia cinética das moléculas, e aumentando o número de choques e, portanto, aumentando a probabilidade de ocorrerem choques efetivos. Assim, sendo as demais condições semelhantes: VD > VC > VB > VA
02 a) Os peróxidos são em sua maioria instáveis e se decompõem. A água oxigenada transforma-se em água mais oxigênio e por isso perde sua atividade. H2O2 → H2O + 1/2 O2 b) Na geladeira, pois a velocidade de decomposição é menor quanto menor for a temperatura.
03 Alternativa A A velocidade de decomposição dos alimentos como a carne, aumenta com o aumento de temperatura por se tratar de um fenômeno químico.
04 Alternativa A Δθ = 25 – 5 = 20 °C A cada 10 °C a velocidade cai à metade, portanto, para 20 °C a velocidade inicial (a 25 °C) fica quatro vezes menor.
05 Alternativa C Em geral, o aumento de temperatura aumenta a velocidade tanto das reações endo quanto das exotérmicas, pois em ambos os casos há um aumento do número de colisões entre as moléculas reagentes.
Série B
06 Alternativa C Pelo gráfico observamos que a região hachurada em II é maior do que em I, o que mostra um maior número de moléculas energeticamente aptas a reagir em II. Um dos fatores que pode provocar um aumento na energia das moléculas é a temperatura*. *(Obs.: na verdade, temperatura não é um fator, mas o reflexo do maior grau de agitação de maneira simplificada).
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07
A massa dos corpos vai diminuindo pelo desprendimento de CO2. No entanto, quando a temperatura é maior, a velocidade das reações é maior e a perda de massa ocorre mais rapidamente.
Aula 28
Série A
01 Alternativa D. Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade das reações.
02 a) Pois no caso da esponja, temos uma área de contato muito maior e portanto a reação ocorre muito mais rápido em comparação ao arame. b) 2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s) óxido de ferro II ou
IIIferrodeóxido
OFeO23Fe2 )s(32)g(2 →+
03 a)
A velocidade de reação com o efervescente em pó é maior.
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b)
Série B
04 Alternativa E Entre A e B, temos um menor volume de H2SO4 e, portanto, a reação vai liberar menor volume de hidrogênio. A reação para o ferro em limalhas é mais rápida que em pregos. Portanto: 3 → B e 4 → A Entre C e D, temos uma reação mais rápida a 60 °C e, portanto, 1 → C e 2 → D.
05 a) Pois a reação que se processa, incorpora massa gasosa (O2) formando um composto oxidado de acordo com a reação: 2 Fe + O2 → 2 FeO ou 2 Fe + O2 → Fe2O3 b) A curva (b) representa a curva mais veloz, pois em qualquer tempo existe uma maior massa de material. Sabe-se que a reação com a esponja é mais rápida, pois existe uma maior área de contato.
Aula 29
Série A
01 I- V = K [H2]2 · [O2] II- V = K [O2] III- V = K [HBr]2 · [NO2]
02 V’ = k [3 N2] ⋅ [2 O2]2 = 12 ⋅ k ⋅ [N2] ⋅ [O2]2 V’ = 12 × V, a velocidade será doze vezes maior.
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03 Alternativa C
LsmolL/mol
sk
)L/mol(sL/mol
]x[Vk]x[kV
111
222
⋅⋅==
⋅==⇒⋅=
−−−
04 Alternativa D O aumento das concentrações dos reagentes eleva a velocidade das reações.
Série B
05 Alternativa B V = k [x] ⋅ [y] 3 mols/L ⋅ m = k [1 mol/L] ⋅ [2 mols/L]
111
mmolL5,1
Lmol2
m3k −−−
⋅⋅=⋅
=
Aula 30
Série A
01 Alternativa B A expressão de velocidade é: v = k [NO]x ⋅ [H2]y Determinação de x: tomando o 1° e o 2° experimentos:
)35,04140,0(v4'vconstante]H[duplicada]NO[
2×=⋅=
⎭⎬⎫
−−
Então:
v
y2
xxy2
x ]H[]NO[k2v4]H[])NO[2(kv4'v ⋅⋅=⋅⇒⋅==
4v = 2x ⋅ v ⇒ 2x = 4 ∴ x = 2 Determinação de y: Tomando o 2° e o 4° experimentos:
)35,0270,0(v2'vduplicada][Hconstante]NO[
2×=⋅=
⎭⎬⎫
−−
v
y2
xyy2
x ]H[]NO[k2v2])H[2(]NO[kv2'v ⋅⋅=⋅⇒⋅⋅==
2 ⋅ v = 2y ⋅ v ⇒ 2y = 2 ∴ y = 1 Sendo assim: v = k [NO]2 ⋅ [H2]
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02
y = 1
22 = 2x ⇒ x = 2 V = K [A]2 · [B]
03 Alternativa B M(g) + N(g) → O(g) V = k [M]a ⋅ [N]b Se aumenta M e a velocidade não é afetada, temos que a = 0 Se dobrarmos N e a velocidade quadruplica, temos que b = 2.
04 a) V = K [NO2] · [NO2] b) Nada, pois o CO não participa da etapa lenta da reação, não alterando a velocidade da reação que comanda o processo.
Série B
05 a)
2y22]2[4
]15,0[]1,0[k]3,0[]1,0[k
108,1102,7
]OC[]HgCl[kV]OC[]HgCl[kV
42y
yx
yx
5
5
y242
x21
y242
x22
=⇒===
⋅
⋅=
×
×=
⋅=
⋅=−
−
−
−
2242
12
x
yx
yx
5
5
y242
x23
y242
x22
]OC[]HgCl[kV
1x22
]3,0[]05,0[k]3,0[]1,0[k
106,3102,7
]OC[]HgCl[kV]OC[]HgCl[kV
−
−
−
−
−
⋅=
=⇒=
⋅
⋅=
×
×=
⋅=
⋅=
b)
122333
11
2
5
2422
1 minLmol108LmolminLmol
)15,0(1,0108,1
]OC[]HgCl[Vk −−−
−
−−−
−⋅⋅×=
⋅
⋅⋅
⋅
×=
⋅=
c) V = 8 × 10–3 ⋅ [0,01] ⋅ [0,01]2 = 8 × 10–9 mol/L ⋅ min
21
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Aula 31
Série A
01 a) Fenômeno catalítico. Ocorreu uma reação catalisada pela presença do dióxido de manganês. b) O dióxido de manganês diminui a energia de ativação da reação, possibilitando que ela ocorra mais rapidamente.
02 Alternativa C O catalisador provoca alteração apenas na energia de ativação. Observe que para as curvas A e B, ΔH = –z.
03 Alternativa D Identificamos I– como catalisador, pois é reagente na 1ª etapa e produto na 2ª.
04 Alternativa D III- Algumas reações na ausência de catalisador ocorrem, mas são muito lentas.
Série B
05 2 3Fe O
4 4 2 3 3 2a) 3NH ClO 3Al Al O AlCl 3NO 6H O+ ⎯⎯⎯⎯→ + + + b) Segmento A: energia de ativação da reação na presença do catalisador. A energia de ativação diminui quando à reação se aplica um catalisador. Segmento B: variação de entalpia (ΔH), que independe da presença do catalisador.
06 a) A reação de formação da água apresenta uma energia de ativação mínima para que possa ocorrer, essa energia de ativação pode ser conseguida com a influência de um iniciador da reação (faísca elétrica, luz etc.) ou então na presença de um catalisador (platina) que diminui a energia de ativação mínima, fazendo com que a reação se processe. Caso não haja algum dos fatores, a reação não ocorre. b) A platina funciona como um catalisador, ela abaixa a energia de ativação e a reação se torna mais rápida.
22
Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química
Aula 32
Série A
01 Alternativa C I- Errado. Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação. II- Correto. III- Errado. O aumento de temperatura (ou a diminuição) não modifica a energia de ativação, mas sim a velocidade pelo aumento (ou diminuição) do número de choques entre as moléculas reagentes. IV- Correto.
02 V = K [HCl]x
Velocidade da experiência V, pois há mais zinco, que se apresenta em pó (maior área superficial), com uma concentração de ácido maior ([HCl] = 0,5 mol/L) e maior temperatura (60 °C).
03 Alternativa D carvão pulverizado, maior área de contato oxigênio puro (maior quantidade de reagente) maior temperatura
04 Alternativa A Uma reação não elementar realmente ocorre em mais de uma etapa. Já uma reação elementar ocorre em uma única etapa.
Série B
05 Experiência III Temperatura mais alta possível, material com maior área de contato e maior concentração possível para o ácido.
4 a) nonano (alcano) b) 1,5-heptadieno (alcadieno) c) 1-hexino (alcino) d) ciclopenteno (cicleno)
Série B
5
6 I) 2-buteno;
24
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7 Fórmula geral
n2n
105
84
84
63
42
HC
HC)eHC)dHC)cHC)bHC)a
⎪⎪⎪
⎭
⎪⎪⎪
⎬
⎫
Aula 10
Série A
01 I) 2-buteno; II) 2-clorobutano
02 H3C—CH2—CH2— CH3 butano
metil-propano
03 I- Metano: combustível II- Etileno: gás que estimula o amadurecimento das frutas e utilizado para obtenção de polímeros. III- Acetileno: gás usado em maçarico. IV- Propano e butano: mistura de gases usada como combustível no “gás de cozinha”.
04 I-
EtilenoCHCH 22 === II-
AcetilenoCHHC ≡≡≡ III-
IV-
2 3___H C CH CH Propileno===
25
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Série B
05 alceno: CnH2n C = 12; H = 1 MM = 12 x n + 2n x 1 = 14n MM = 42 14n = 42 ⇒ n = 3 Logo a fórmula molecular é C3H6.
04 a) 2-etil-3,4,4-trimetil hexanal b) 3-fenil pentanal
Série B
05 Alternativa E O glicerol possui maior ponto de ebulição, pois, devido à presença de hidroxilas, faz interações intermoleculares mais intensas, denominadas ligações de hidrogênio.
06 Alternativa C I- Falso, pois é um aldeído. II- Verdadeiro. III- Verdadeiro. C7H6O. IV- Falso, pois tem 5 C secundários.
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07 a) Benzaldeído b)
x—litros10mols10.2—litro1
8
3−
x = 2 · 105 mols é a quantidade mínima de mols no ar.
y—vanilinamols10.2g152—vanilinamol1
5
y = 304 · 105 g ou 3,04 x 107 g
Aula 14
Série A
01 I-
II-
III-
02 Alternativa D Quando temos a carbonila
entre carbonos o grupo funcional é denominado cetona.
03 Alternativa B Seqüência: 3, 4, 2, 5, 1.
04 a) 3-etil-3-metil-2-hexanona b) 4-etil-3-metil-3-propil-2-hexanona c) 4,5-dimetil-2-heptanona
30
Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química
05
Série B
06 3,5-dimetil-2-hexanona
07 a) Butanodiona b) Butanal
Aula 15
Série A
01 a) Ácido 3-etil-2,2-dimetilpentanóico. b) Ácido 3-metilpentanóico. c) Ácido 3-isopropilpentanodióico.
02 Alternativa E
03 Alternativa C
04 Alternativa B As aplicações são dos compostos propanona, ácido etanóico, etanol, ácido metanóico, ácido clorídrico e metanal, respectivamente.
Série B
05 Alternativa B
31
Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química
06
07 Alternativa D I- Verdadeiro. II- Falso. Pois o dióxido de carbono é o maior responsável pelo efeito estufa. III- Verdadeiro. IV- Verdadeiro.
Aula 16
Série A
01 a)
b)
c)
d)
e)
02 1(V); 2(F); 3(F).
03 Alternativa D
32
Coleção NEM – 2ª Série – Volume 2 – Química
04 Alternativa C
Série B
05 a) éter CxHyOz MM = 60 g/mol 12x — 60%60 — 100%
60 60%x 312 100%/ /⋅
= =/ /⋅
1y — 60%y 8
13,33 — 100%⎫
≅⎬⎭
16 z — 60%z 1
26,67 — 100%⎫
≅⎬⎭
Portanto a fórmula do éter: C3H8O1 b) H3C—O—CH2—CH3 metoxietano