GABARITO

1Química A

Química A – Semiextensivo – V. 3

Exercícios

01) A

H H

C CC CC H

H N

OH HCC O

C

H

HH

Ligações pi: 4 (em cada ligação dupla, uma das duas é do tipo pi).

Ligações sigma: 20 (são todas as ligações simples (16) mais uma das duas em cada ligação dupla – 4).

02) A

C OO HO Hσ σ

π

σ σ

π

Total de ligações: 6 Todas são covalentes, pois ligam ametais. Todas são

polares, pois ligam átomos diferentes. Ligações pi (π): 2. Em cada ligação dupla, uma é pi e a

outra é sigma. Ligações sigma (σ): 4. Uma em cada ligação dupla mais

as ligações simples do H2O.

03) 17

Para o carbono:Somente ligações simples: hibridação sp3

Uma ligação dupla: hibridação sp2

Uma ligação tripla ou duas duplas: hibridação sp

01. Certa. Fazem ligação dupla.02. Errada. Fazem ligação tripla, tendo, portanto, hibri-

dação sp.04. Errada. Faz apenas ligações simples, tendo hibri-

dação sp3.08. Errada. Entre os carbonos 1 e 2 há uma ligação

dupla em que uma é pi e a outra é sigma.16. Certa. Em ligação tripla, a do meio é do tipo sigma

e as outras duas são do tipo pi.

04) B

H

C

H H

H

No metano o carbono faz somente ligações simples – hibridação sp3.

05) E

a) Errada. No metano o carbono só faz ligações simples – sp3.

H

C

H H

H

b) Errada. No formaldeído o carbono faz dupla-ligação – hibridação sp2.

O

C

H H

c) Errada. No tetracloreto de carbo-no o carbono faz apenas ligações simples – hibridação sp3.

C�

C

C� C�C�

d) Errada. No cianeto de hidrogênio o carbono faz ligação tripla – hi-bridação sp.

C NH

e) Certa. No metanol o carbono faz apenas ligação simples – hibrida-ção sp3.

H

H

H

C O

H

06) E

Ligações pi: 2 (em cada ligação dupla, uma é pi e a outra é sigma).

Ligações sigma: 8 (6 ligações simples mais 2 – uma em cada ligação dupla).

07) B

Carbono com hibridação sp2 é o carbono que faz dupla-ligação – dois carbonos.

sp 2

CH2

sp 2

CHsp 3

CH2

N

sp

C O

08) D

sp 3

CH3

C CH3

O

sp 2 sp 3

09) B

Osp 2 sp 3

CH2

CH2

sp 2

CH

OH

sp 3

CH3

* Os carbonos do anel aromá-tico possuem hibridação sp2.

GABARITO

2 Química A

10) A

sp 3

CH3

NN

sp 3

CH3

Nsp 3

CH3

sp 3CH

2

SO Na3– +

O

Os carbonos que só fazem ligação simples são sp3. Os demais carbonos da estrutura (que fazem ligação dupla) são sp2.

1. Certa. 9 carbonos fazem ligação dupla (sp2). * Corrigir o item 1: possui 9 carbonos com hibridiza-

ção sp2.2. Certa. 4 carbonos fazem apenas ligações simples.3. Certa. Existem 4 ligações pi entre carbonos. (Uma

ligação pi ocorre entre carbono e oxigênio).4. Certa. 6 carbonos em ciclo com 3 duplas-ligações

alternadas entre eles.

11) B

C SSsp

No dissulfeto de carbono, o carbono faz duas ligações duplas, formando um ângulo entre ligações de 180°, característico da hibridação sp.

12) B

sp 2

H C2 C

CH3

sp 3

CH CH2

sp 2 sp 2 sp 2

a) Errada. A cadeia é insaturada (contém dupla-ligação).b) Certa. 4 carbonos fazem ligação dupla – sp2.c) Errada. Possui dois carbonos primários, um secun-

dário e um terciário, mas nenhum quaternário (ligado a quatro carbonos).

d) Errada. Possui carbonos híbridos em sp3 e sp2, apenas.

e) Errada. Não possui carbono quiral (assimétrico).

13) 07

01. Certa. O átomo de carbono de dupla-ligação forma ângulos entre elas de 120°. As ligações são copla-nares (estão no mesmo plano geométrico).

02. Certa. Os átomos de carbono no etino fazem ligação tripla – hibridação sp.

04. Certa. sp 2

C CHsp sp 2

CH . Carbono de dupla-ligação

– hibridação sp2. Carbono de duas duplas-ligações – hibridação sp.

08. Errada. No carbono de hibridação sp2 os ângulos entre as ligações são de 120°.

14) 26

C C HHsp sps s

01. Errada. A molécula em questão é o etino.02. Certa. A figura mostra a representação dos orbitais

no etino.04. Errada. Entre os carbonos existe uma ligação do

tipo sp-sp e duas ligações p-p (pi).08. Certa. A ligação sigma é sp-sp, e as ligações pi

são p-p (p puro).16. Certa. Com a ligação tripla, forma-se ângulo de 180°

entre as ligações, originando a geometria linear.32. Errada. A ligação entre o carbono e o hidrogênio é

do tipo sp-s.

15) B

a) Errada. Os braços encontram-se em posição para (posição 1,4 no anel).

b) Certa. 3 ligações pi em cada anel + 2 ligações pi no centro.

c) Errada. Nas pernas há ligação tripla (sp) e ligação simples (sp3).

d) Errada. Na cabeça o anel é heterocíclico (possui 2 heteroátomos).

e) Errada. Cada mão contém 4 átomos de carbono.

16) C

Em geral, as moléculas apolares são as diatômicas de átomos iguais, as moléculas com ângulos de ligação iguais e ligantes do átomo central iguais.

Entre as moléculas apresentadas, são apolares as moléculas de geometria tetraédrica e linear.

Linear – apolarTetraédrica – apolar

Angular – polar Linear – polar

GABARITO

3Química A

17) D

a) Errada. NN HH

O

Linear Angular

b) Errada. C� Be C� OO

S

Linear Angular

c) Errada. C�C�O

O C OLinear Angular

d) Certa. H C N N N O

Linear Linear

e) Errada. FF

O

Linear Angular

N N O

21) E

a) Certa. NN

Linear

b) Certa. O C O

Linear

c) Certa. HH

O

Angular

d) Certa.

C�

C

C�C�

C�

Tetraédrica

e) Errada.

F

B

F FTrigonal plana

(triangular)

22) A

HH

OAngular

C�

B

C� C�Trigonal

C�

C

C�C�C�

Tetraédrica

H Be HLinear

23) E

O

S

O OTrigonal Angular

HH

S

C� Be C�Linear

*Considerar II como geometria angular.

24) E

a) Errada. Trigonal, trigonal e tetraédrica.b) Errada. Trigonal, piramidal e tetraédrica.c) Errada. Piramidal, tetraédrica e trigonal.d) Errada. Trigonal, piramidal e tetraédrica.c) Certa. Piramidal, piramidal e piramidal.

20) D

a) Errada. H C� – Linear sem ligação dupla.

b) Errada. HHO

– Angular.

c) Errada. N N – Linear com ligação tripla.

d) Certa. O C O – Linear com ligações duplas.

e) Errada. HH

H N – Piramidal.

19) E

HH

H N

C�

Si

C�C�

C�

Piramidal Tetraédrica(tetragonal)

18) A

ONLinear

O C OLinear

HHO

AngularPiramidal

F

B

F FTrigonal plana

N

FFF

GABARITO

4 Química A

25) A

O C

H C

O

H

H

C

H

H

H

120°

1 – ligação dupla: trigonal (120°)

2 – ligações simples: tetraédrical (109°5')

3 – ligação tripla: linear (180°)

CN CH2 CH2 CH3

180°

26) D

a) Errada. Durante a fotossíntese as folhas absorvem gás carbônico (CO2).

b) Errada. Sob efeito da luz solar, na fotossíntese ocorre a liberação de oxigênio (O2).

c) Errada. Com a revolução industrial o volume de CO2 at-mosférico aumentou, a partir da queima de combustíveis como o carvão.

d) Certa. C OOLinear Angular

HH

O

e) Errada. A radiação ultravioleta atinge a superfície terres-tre, independentemente da presença de vapor d´água. O ozônio protege a Terra contra essas radiações. O vapor d´água e o gás carbônico dificultam a liberação do calor da superfície da Terra.

28) A

H – Be – H

a) Certa. Berílio possui 2 elétrons de valência e faz duas ligações, formando geometria linear.

b) Errada. Os ângulos de ligação são de 180°.c) Errada. O berílio faz hibridação sp (180°).d) Errada. São duas ligações covalentes sigma do

tipo s – sp.e) Errada. São duas ligações covalentes sigma do

tipo s – sp.

27) D

a) Errada. HH

OAngular

b) Errada.

Piramidal

N

HHH

c) Errada. C� Be C�Linear

d) Certa.

Piramidal

O

HHH

+

e) Errada.

O–

O–

C

OTriangular

30) E

a) Errada. µ ≠ 0 polar

HH

O–

++

b) Errada. N

HH

H

–

++

+µ ≠ 0 polar

c) Certa. µ = 0 apolarO C O

d) Certa.

F

B

F F

µ = 0 apolar

e) Certa. C� Be C� µ = 0 apolar

μ = momento dipolar: somatório dos vetores.

29) B

HH

H N

Piramidal

F

B

F FTrigonal plana

H

C

HH

H

Tetraédrica

1. Errada. O BF3 e o CH4 são simétricos e por isso apolares.

2. Certa. A molécula é plana (representada perfei-tamente em duas dimensões), e o boro possui hibridação sp2 (ângulos de ligação de 120°).

3. Errada. Apenas NH3 pode fazer pontes de hidro-gênio (H ligado a um átomo muito eletronegativo, como N, O, F).

GABARITO

5Química A

31) C

a) Errada. Ambas são angulares.b) Errada. Os ângulos são semelhantes.c) Certa. O vetor momento dipolar é maior na água,

pois o oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre, o que permite à molécula de água fazer pontes de hidrogênio.

d) Errada. As ligações são covalentes polares (ligam átomos diferentes).

e) Errada. A carga positiva no hidrogênio da água é mais intensa, pois a diferença de eletronegatividade entre hidrogênio e oxigênio é maior que a diferença de eletronegatividade entre hidrogênio e enxofre.

32) B

a) Errada. A água é um composto molecular (de liga-ções covalentes).

b) Certa. As moléculas de água sofrem atração pelo ímã eletrizado, pois são polares.

c) Errada. As ligações entre hidrogênio e oxigênio nas moléculas de água são covalentes polares.

d) Errada. As interações presentes entre moléculas de água são ligações de hidrogênio (pontes de hidrogê-nio).

33) B

Angular

FF

O

OF2 é polar, pois o momento dipolar é diferente de zero. Isso ocorre devido à geometria angular, resultado dos elétrons livres (não ligantes) sobre o oxigênio.

CO2 é apolar, pois o momento dipolar é igual a zero. Isso ocorre devido à geometria linear e ao fato de o carbono ter ligantes iguais. A geometria é linear, pois o carbono não possui elétrons livres (todos estão fazendo ligação).

Em resumo, a polaridade é determinada pela geometria das moléculas.

34) C

HH

H N

Piramidal

A molécula é polar devido à geometria piramidal, que origina momento dipolar diferente de zero (nitrogênio possui par de elétrons livres – não ligantes). As liga-ções intramoleculares são covalentes (ligam ametais) e polares (ligam átomos diferentes).

35) D

Br2 Linear Apolar

CC�4 Tetraédrica Apolar

H O2 Angular Polar

Molécula Geometria Polaridade Representação

Bromo se dissolverá no tetracloreto de carbono, e ambos permanecerão insolúveis em água, formando solução heterogênea.

37) E

O C OLinear

HH

H P

Piramidal Angular

OO

S

38) E

O tipo de interação característico de moléculas apolares é conhecido como ligações de Van der Waals (ou dipolo induzido, ou dipolo instantâneo).

36) A

O

C

OO

H H

I. Certa. Apenas uma das duas ligações na dupla é do tipo pi. As demais são sigma.

II. Errada. Na molécula há geometria triangular (entre carbono e oxigênios) e angular (entre oxigênios e hidrogênios).

III. Errada. A molécula é polar, pois possui assimetria.IV. Errada. O carbono possui 4 elétrons de valência e

faz 4 ligações.

GABARITO

6 Química A

39) D

A ligação de hidrogênio ocorre entre moléculas que possuem hidrogênio ligado a um elemento muito ele-tronegativo, como nitrogênio, oxigênio ou flúor.

Das opções apresentadas, apenas no H2SO3 isso ocorre:

OHO

S

OH

40) D

Durante a ebulição, são rompidas as ligações inter-moleculares do tipo ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio), representadas pelas linhas pontilhadas abaixo:

O

H

Hσ σσ

σ σσ

σ +

σ

Ligações dehidrogênio

–

+

+

+

–

–

–

41) B

a) Errada − o tipo de interação intermolecular é o mes-mo (dipolo induzido−dipolo induzido). A diferença nos pontos de eulição ocorre pela diferença na massa molar (quanto maior, maior o ponto de ebulição);

b) Certa − H2O e HF fazem ligação de hidrogênio, que são mais fortes que as ligações de dipolo permanente que ocorrem nos outros membros dos grupos 16 e 17;

c) Errada − NH3 pode fazer ligações de hidrogênio, entretanto SbH3 faz ligação intermolecular por dipolo permanente−dipolo permanente;

d) Errada − ambas fazem ligação do tipo dipolo per-manente−dipolo permanente, pos são moléculas polares.

42) B

Todas as moléculas são polares e por isso podem intera-gir por forças de dipolo permanente−dipolo permanente. A água, por ter o oxigênio, que é muito eletronegativo, ligado ao hidrogênio, faz um tipo extremo de ligação por dipolo permanente chamada de ligação de hidrogênio (ponte de hidrogênio), que é um tipo de interação mais forte e, por isso, faz com que o ponto de ebulição da água seja maior.

43) A

C2 − mólecula apolar − ligação por dipolo induzido−di-polo induzido;

HI − molécula polar − ligação por dipolo permanente−dipolo permanente;

H2O − molécula muito polar − ligação por pontes de hidrogênio;

NaC − molécula iônica − interage por atração eletros-tática dos íons.

Ordem crescente de força da ligação = aumento do ponto de fusão

C < HI < H O < NaC� �2 2

44) D

I. Errada − o ponto de ebulição é relacionado à força de interação intermolecular. Quando uma substância evapora, são essas interações que são rompidas, e não as ligações intramoleculares (iônica, covalente, etc.);

II. Certa − o ponto de ebulição tem relação com as ligações intermoleculares;

III. Certa − para evaporar um líquido, deve-se além de romper as ligações intermoleculares vencer a pressão atmosférica, que é uma força contrária à evaporação. Assim, quanto maior a pressão, mais temperatura será necessária para a evaporação ocorrer;

IV. Certa − a adição de um soluto não volátil dificulta a saída das moléculas que ficam "ocupadas" dissol-vendo o soluto − efeito crioscópio. Assim, aumenta o ponto de ebulição.

45) B

I. Moléculas de água (muito polares) se associam por pontes de hidrogênio.

II. No gelo seco (moléculas apolares) a associação ocorre por dipolo induzido−dipolo induzido (forças de Van der Waals).

III. Temperatura maior, pois ligação de hidrogênio é mais forte que ligação por dipolo induzido.

GABARITO

7Química A

46) C

O éter é molécula de baixa polaridade, interagindo por forças de dipolo permanente. Já o álcool possui alta polaridade na hidroxila, o que permite a realização de pontes de hidrogênio entre suas moléculas.

47) B

I. Errada − o iodo é molécula apolar e por isso não se dissolve em água, que é polar;

II. Certa − não forma dipolo;III. Errada − as ligações de hidrogênio ocorrem entre as

moléculas de água, e não entre elas e moléculas de iodo (ligação por dipolo induzido).

48) A

Elementos de grupo 17 (2º ao 5º período): N, P, As, Sb. Moléculas formadas com o hidrogênio: NH3, PH3, AsH3,

SbH3.

Das moléculas apresentadas, NH3 terá maior ponto de ebulição, pois as interações entre suas moléculas são por pontes de hidrogênio (mais fortes). Nas demais, a interação é por dipolo permanente. Assim, a diferença nos pontos de ebulição se dará pela massa molar (quanto maior, maior o ponto de ebulição).

49) D

a) Certa − H2S vaporiza à menor temperatura (mais volátil);

b) Certa − ponto de ebulição 100 °C. Com moléculas muito polares, interagem por pontes de hidrogênio (ligações fortes e mais difíceis de serem rompidas);

c) Certa − considerando-se temperatura ambiente igual a 25 °C, todos, com exceção da água, estarão na forma gasosa a essa temperatura;

d) Errada − quando a água ferve, são as ligações in-termoleculares que são rompidas, e não as ligações intramoleculares (covalentes).

50) C

As interações ocorrem entre hidrogênio e elementos muito eletronegativos (oxigênio e nitrogênio) da mo-lécula vizinha. Esse tipo de interação, que é um caso extremo de ligação por dipolo permanente, é chamada de ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio.

51) E

Todas as moléculas são polares e por isso podem interagir por forças de dipolo permanente−dipolo per-manente. Em moléculas que fazem o mesmo tipo de

interação, o ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molar. A água, por ter o oxigênio, que é muito eletronegativo, ligado ao hidrogênio, faz um tipo extremo de ligação por dipolo permanente chamada de ligação de hidrogênio (ponte de hidrogênio), que é um tipo de interação mais forte e, por isso, faz com que o ponto de ebulição da água seja maior.

52) 27

01. Certa − se a água tivesse geometria linear, o dipolo resultante na molécula seria nulo, ou seja, a molé-cula seria apolar. Assim, não dissolveria compostos iônicos que são extremamente polares;

02. Certa − na molécula de água existem duas ligações covalentes. Cada ligação covalente forma-se com um par de elétrons, sendo um elétron de cada átomo que constitui a ligação;

04. Errada − cada hidrogênio faz uma ligação simples com o oxigênio;

08. Certa − as moléculas de água mantém-se unidas por ligações de hidrogênio (fortes);

16. Certa − a água sofre o processo de autoionização, em que forma os íons H3O

+ e OH−.

53) B

I. Errada − HF é ácido e NaF é sal;II. Certa − NaF é iônica, e as interações com outras

moléculas de mesmo tipo ocorrem por atração eletrostática;

III. Certa − HF possui ligação intramolecular do tipo covalente, enquanto que NaF possui ligação intra-molecular do tipo iônica;

IV. Errada − HF possui ligação covalente, e NaF possui ligação iônica.

54) D

As ligações que são rompidas durante a ebulição são as ligações intermoleculares. No caso da água, polar, são ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio). Para o hexano, que é apolar, as ligações rompidas são do tipo dipolo instântaneo (ou dipolo induzido).

55) D

C O� 3

–C�

–

+5

+5

–2 –1

–6 = –1

C O�–

C O� 4

–HC�

+1 +7

+1 +7

–2 –2 –1+1

–2 = –1 –8 = –1

GABARITO

8 Química A

56) B

H S2 S8

+1

+2

–2 0

–2= –0

Na SO2 3

+1

+2

+4 –2

+4 –6 = 0

57) E

KC O� 2

+1

+1

+3 –2

+3 –4 = 0

Ca(C O)� 2

+2

+2

+1 –2

+2 –4 = 0

Mg(C O )� 3 2

+2

+2

+5 –2

+10 –12 = 0

Ba(C O )� 4 2

+2

+2

+7 –2

+14 –16 = 0

58) D

CaCrO4

+2

+2

+6 –2

+6 –8 = 0

K MnO2 4

+1

+2

+6 –2

+6 –8 = 0

59) a) −1

NaC�

+1

+1

–1

–1= 0

b) +5

NaC O� 3

+1

+1

+5 –2

+5 –6 = 0

c) −1

KI

+1

+1

–1

–1= 0

d) 0

I2

0

e) +5

NH IO4 3

+3

+3

+1 +5 –2

+4 +5 –6 = 0

60) a) +6

SO4

2–

+6

+6

–2

–8 = –2

b) +6

Cr O2 7

2–

+6

+12

–2

–14 = –2

c) +4

CO3

2–

+4

+4

–2

–6 = –2

d) +4

MnO2

+4

+4

–2

–4 = 0

e) −3

NH4

+

–3

–3

+1

+4 = +1

61) E

1. Certa

HNO3

+1

+1

+5 –2

+5 –6 = 0

2. Errada. É um peróxido. Nox do oxigênio = −1.

H O2 2

+1

+2

–1

–2

3. Certa. O3 é substância simples Nox = zero.4. Errada.

Na P O4 2 7

+1

+4

+7 –2

+10 –14 = 0

GABARITO

9Química A

5. Certa.

A (P O )�4 2 7 3

+3

+12

+5 –2

+30 –42 = 0

62) E

Fe O + 3CO2 3

+3 –2 +2 –2

2Fe + 3CO2

0 +4 –2

Reduziu – ganhou 3–e Oxidou – perdeu 2

–e

a) Errada − o ferro recebe 3 elétrons;b) Errada − o carbono do CO oxida. Assim, CO

é o agente redutor;c) Errada − ocorre oxidação e redução;d) Errada − o oxigênio não ganha nem perde

elétrons;e) Certa − o ferro ganha 3 elétrons − sofre redu-

ção.

63) B

Na + 3H2 2

0 0

2NH3

–3 +1

Redução

64) 15

01. Certa − sofre oxidação, sendo, portanto, o agente redutor;02. Certa − perde 2 elétrons;04. Certa − de acordo com o enunciado a reação ocorre

durante tempestades, a partir da energia dos raios;08. Certa − NO é óxido ácido, pois em água forma ácido (em

geral, quando o átomo ligado ao oxigênio é ametal o óxido é ácido).

N + O2 2

0 0

2NO

+2 –2

ReduçãoOxidação

65) D

3NH C O + 3A4 4� � A O + A C� � �2 3 3 + 6H O + 3NO2

0+3 –1

Redução

Oxidação

Oxidação

+7 –2 +3 –2 +3 –1 +1 –2 +2 –2

1. Certa − variação correta;2. Certa − o Nox do A varia de 0 para + 3;3. Certa − permanece + 1;4. Certa − seu Nox não varia.

66) D

+ 8H SO2 43CH CH OH + 2K CR O3 2 2 2 7

–3 +1+1 +6

ReduçãoOxidação

–1 –2–2 +6+1 +1+1 –2

+ 2K SO2 4 + 11H O23CH COOH + 2CR (SO )3 2 4 3

–3 +3+1 +6+3 –2–2 +6 –2–2 +1 +1+1 –2

H

CH

H

–3

H

C

H

–1

O H

H

CH

H

–3

H

C+3

O H

a) Certa − variação de Nox correta;b) Certa − o carbono do etanol tem Nox −1 e no ácido acético +3 − oxidação;c) Certa − os coeficientes estão corretos, uma vez que a quantidade de cada átomo está igual nos reagentes e produtos;d) Errada − o cromo no dicromato sofre redução. Assim, o dicromato é o agente oxidante;e) Certa − seu Nox varia de +6 para +3 (diminuiu − reduziu).

GABARITO

10 Química A

67) B

I. Certa − ocorre oxidação do hidrogênio (Nox aumenta de zero para +1) e redução do oxigênio (Nox diminui de zero para −2);

II. Errada − os elétrons fluem do hidrogênio (oxida) para o oxigênio (reduz);

III. Errada − o oxigênio sofre redução e por isso é agente oxidante;

IV. Certa − o hidrogênio é menos eletronegativo, ou seja, possui menor afinidade por elétrons que o oxigênio;

V. Certa − a reação é espontânea;VI. Errada − a somatória nos reagente é menor e por

isso a reação e exotérmica (libera energia).

68) D

H

CH C3

H

–1OH

Tendência a receber 2e –2–

e a perder 1e +1–

–1

O

C

H

H C3

Tendência a perder 2e para o +2O–

e a receber 1e do –1H–

+1

Oxidação

69) Respostas:

O acerto dos coeficientes pelo método redox segue os seguintes procedimentos:

1) Determinar o Nox de cada elemento.2) Identificar (sublinhando) os elementos que apresen-

tam mudança no Nox (comparando seus valores nos reagentes e nos produtos).

3) Ver a quantidade de elementos (do tipo que está variando), somando-os nos reagentes e depois nos produtos.

4) Escolher trabalhar com o lado cuja soma deu maior.5) Calcular a variação (Δ) de elétrons sofrida.6) Calcular a variação total (Δt) do oxidante e do redu-

tor, multiplicando a variação (Δ) pela atomicidade do elemento que está variando (Δt = Δ . número de átomos).

7) Pegar o resultado do cáculo de Δt do redutor e colocar na frente como coeficiente do oxidante e vice-versa.

8) Depois que os dois coeficientes foram fixados, termi-ne o balaceamento usando o método das tentativas.

Observação: Não esqueça de começar de preferência por aqueles cujos Nox variam, depois seguir a sequência dos metais, ametais, hidrogênio e, por último, o oxigênio.

a) 2 − 28 − 4 − 4 − 14 − 6 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

K Cr O + HC2 2 7 �+1 +6

∆ = 1 . 2 = 2

∆ = 3 . 2 = 6

–2 +1 –1 +1 –1 +3 –1 +1 0–2

KC + CrC� �3

+ H O + C2 2�

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2K2Cr2O7 + 28HC 4KC + 4CrC3 + 14H2O + 6C2

Observação: Os números foram colocados no lado direito do cloro, pois há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há apenas 1, e no lado esquerdo para o crômio pelo mesmo motivo. Em algumas questões, pedem-se os "menores" coeficientes inteiros. Se fosse o caso, haveria a necessidade de simplicar todos os coeficientes, obtendo-se 1 − 14 − 2 − 7 − 2 − 3.

b) 1 − 6 − 6 − 2 − 1 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

S + HNO3

∆ = 1 . 1 = 1

∆ = 6 . 1 = 6

0 +5+1 –2 +4 –2 +1 –2

NO +2 H O + H SO2 2 4

+6+1 –2

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 1S + 6HNO3 6NO + 2H2O + 1H2SO4

c) 2 − 3 − 4 − 2 − 3 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

HNO + H S3 2

∆ = 2

∆ = 3

+5+1 –2 +1 –2 +2 –2

H O + NO + S2

0+1 –2

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2HNO3 + 3H2S 4H2O + 2NO + 3S

GABARITO

11Química A

d) 10 − 3 − 6 − 10 − 2 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

HNO + I3 2

∆ = 5,2 = 10

∆ = 3

+5+1 –2 +2 +1–2 –2

HIO + NO + H O2 2

0 +5+1 –2

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 10HNO3 + 3I2 6HIO3 + 10NO + 2H2O

e) 2 − 16 − 2 − 2 − 8 − 5 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

HMnO + HC4 �

∆ = 1 . 2 = 2

∆ = 5

+7+1 –2 +2 +1 +1 0–1 –1 –2

MnC + KC + H O + C� � �2 2 2

–1+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2KMnO4 + 16HC 2MnC2 + 2KC + 8H2O +

5C2

Observação: Os números foram colocados no lado direito, pois há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há apenas 1 (escolher o lado onde há mais).

f) 1 − 4 − 1 − 2 − 1 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

MnO + HC2 �

∆ = 1 . 2 = 21

∆ = 2 . 1 = 21

–2+4 +2 +1 0–1 –2

MnC + H O + C� �2 2 2

–1+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 1MnO2 + 4HC 1MnC2 + 2H2O + 1C2

Observação: Os números foram colocados no lado direito, pos há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há apenas 1 (escolher o lado onde há mais).

g) 3 − 2 − 3 − 2 − 4 1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e

calcular a variação do Nox, multiplicando pelo índice de atomicidade.

Cu + HNO3

∆ = 3

∆ = 2

+10 +5+2 +2 +1 –2–2 –2

Cu(NO ) + NO + H O3 2 2–2+5

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

h) 6 − 3 − 2 − 3 − 2 − 4 1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e

calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

FeSO + H SO + HNO4 2 4 3

∆ = 3 . 1 = 3

∆ = 2 . 1 = 2

+1 +6+3 +2 +1 –2–2 –2

Fe(2SO ) + NO + H O4 3 2–2+5+2 –2+6 +1 –2+6

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 6FeSO4 + 3H2SO4 + 2HNO3 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Observação: Os números foram colocados no lado direito, pois há 2 cloros, enquanto que no lado esquerdo há apenas 1 (escolher o lado onde há mais)

i) 1 − 3 − 14 − 2 − 2 − 3 − 7 1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e

calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

K Cr O + SnC + HC2 2 7 2� �

∆ = 2 . 1 = 21

∆ = 3 . 2 = 63

+1 +1 +3 +4 –1–1 –1

KC + CrC + SnC + H O� � �3 4 2

–1+2 –1+1 –2+6 +1 –2

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 1K2Cr2O7 + 3SnC2 + 14HC 2KC + 2CrC3 + 3SnC4

+ 7H2O

GABARITO

12 Química A

j) 2 − 10 − 8 − 5 − 1 − 2 − 8 − 5 1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de

atomicidade.

KMnO + NaBr + H SO4 2 4

∆ = 1 . 2 = 2

∆ = 5

+6+1 +1 +6 –2

Na SO + K SO + MnSO + H O + Br2 4 2 4 2 24

–2+1 –1+1 –2+7 +1 +6 –2 +2 +6 +1–2 –1 0

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los. 3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2KmNO4 + 10NaBr + 8H2SO4 5Na2SO4 + 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5Br2

Observação: Os números foram colocados no lado direito pois há 2 bromos, equanto que no lado esquerdo há apenas 1 (escolher o lado onde há mais).

k) 3 − 8 − 3 − 2 − 4 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

HG + HNO3

∆ = 3

∆ = 2

+5+1

Hg(NO ) + NO + H O3 2 2–20 +5+2 –2 –2+2 –2+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 3Hg + 8HNO3 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Observação: Neste exercício, as quantidades dos elementos cujo Nox variou são iguias nos dois lados. Caso não dê o balanceamento final, deve-se tentar o lado oposto.

l) 2 − 1 − 2 − 1 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

2Fe + 1Sn3+ 2+

2Fe + 1Sn2+ 4+

∆ = 2

∆ = 1

+2+3 +2 +4

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2Fe3+ + 1Sn2+ 2Fe2+ + 1Sn4+

Observação: No balanceamento de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas. Neste exercício, têm-se no lado es-querdo 8 cargas positivas e no lado esquerdo, as mesmas 8 − correto.

m) 2 − 5 − 6 − 2 − 5 − 3 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

MnO + SO4–

3–2

Mn + SO2+

42–

+ H+

+ H O2

∆ = 2

∆ = 5

+4+7 –2–2 +2 +1+6 –2–2+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas.

2MnO4− + 5SO3

2− + 6H+ 2Mn2+ + 5SO4

2− + 3H2O

Observação: No balaceamento de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas. Neste exercício, têm-se no lado esquerdo 6 cargas negativas [(2 . − 1) + (5 . − 2) +( 6 . + 1) = −6] e no lado direito as mesmas [(2 . + 2) + (5 . − 2) = – 6].

n) 1 − 6 − 14 − 2 − 7 − 3 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

Cr O2 7

–2Cr

3++ H O2 + Br2

–1+6 +1–2 +3 0+1 –2

+ Br–+ H

+

∆ = 1 . 2 = 21

∆ = 3 . 2 = 63

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas.

1Cr2O72− + 6Br− + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O + 3Br2

GABARITO

13Química A

Observação: os números foram colocados no lado direito da equação, pois há 2 bromos, enquanto que no lado esquerdo há apenas 1 (escolher o lado onde há mais). No balaceamento de íons, além dos coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas. Neste exercício, tem-se no lado esquerdo 6 cargas positivas [( 1 . − 2) + (6 . − 1) + (14 . + 1) = +6] e no lado esquerdo as mesmas 6 as mesmas 6 [(2 . +3) = 6] − correto. Em relação ao crômio, o número foi colocado na esquerda.

o) 10 − 8 − 1 − 10 − 2 − 4 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

NO + H + I3

– +

2

∆ = 5 . 2 = 10

∆ = 1

–2+5 +1 +5 +1–2 –2

NO + IO + H O2 3

–

2

0 –2+4

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas.

10NO3− + 8H+ + 1I2 10NO2 + 2IO3

− + 4H2O

Observação: No balanceamento de íons, além de os coeficientes estarem corretos, deve-se observar também o balanço de cargas. Neste exercício, têm-se no lado es-querdo 2 cargas negativas [(10 . − 1)+ (8 . + 1) = − 2] e no lado direito, as mesmas [(2 . −1) = − 2].

p) 3 − 6 − 5 − 1 − 3 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

C + NaOH�2

∆ = 1

∆ = 5

0 +1–2+1 +5+1 +1–2 –2

NaC + NaC O + H O� � 3 2

–1+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 3C2 + 6NaOH 5NaC +1NaCO3 + 3H2O

Observação: Em alguns balanceamentos, uma única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre com o C2. Um dos átomos de cloro perde elétron e o outro recebe. Os números obtidos pela variação devem ser colocados no lado oposto da equação.

q) 2 − 2 − 1 − 1 − 1 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

NO + KOH2

∆ = 1

∆ = 1

–2+4 +1–2+1 +5+1 +1–2 –2

KNO + KNO + H O2 3 2

+3 –2+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 2NO2 + 2KOH 1KNO2 + KNO3 + 1H2O

Observação: Em alguns balanceamentos, uma única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre com o NO2. Um dos átomos de cloro perde elétron, e o outro rece-be. Os números obtidos pela variação devem ser colocados no lado oposto da equação.

r) 4 − 1 − 3 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

∆ = 63

∆ = 21

–2+5+1 +7+1 –2

KC + KC O� � 4KC O� 3

–1+1

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 4KCO3 1KC + 3KCO4

Observação: Em alguns balanceamentos, uma única espécie sofre redução e oxidação. É o que ocorre com o KNO3. Os números obtidos pela variação devem ser colo-cados no lado oposto da equação.

s) 1 − 2 − 1 − 2 1) Determinar os números de oxidação de cada

átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de atomicidade.

∆ = 1 . 2 = 21

∆ = 1 . 2 = 21

–1 –1+1 +1 –2+1 +1

I + KOH2H O + KI2 2

0

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coefi-cientes e atribuí-los.

3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 1H2O2 + 2KI 1I2 + 2KOH

Observação: Os números foram colocados no lado direito do iodo, pois há 2 iodos, enquanto que no lado es-querdo há apenas 1, e no lado esquerdo para o oxigênio pelo mesmo motivo.

GABARITO

14 Química A

t) 5 − 2 − 4 − 2 − 2 − 8 − 5 1) Determinar os números de oxidação de cada átomo e calcular a variação do Nox multiplicando pelo índice de

atomicidade.

∆ = 5

∆ = 1 . 2 = 2

–1+1 +7+1 –2

H O + KMnO + H SO2 2 4 2 4 KHSO + MnSO + H O + O4 4 2 2

+6+1 –2 +6+1+1 –2 +6+2 –2 +1 –2 0

2) Avaliar o lado da equação para colocar os coeficientes e atribuí-los. 3) Completar os outros coeficientes por tentativas. 5H2O2 + 2KMnO4 + 4H2SO4 2KHSO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

70) D

∆ = 3 . 2 = 63

∆ = 1 . 2 = 21

–2+6 –1

Cr O + C + H2 7

2– –(aq)

+(aq)�

+1 +3 –2+1 0

Cr + H O + C+3(aq) 2 2(aq)�

Pelos coeficientes obtidos no método de oxirredução tem-se:

1Cr2O72

( )aq−

+ C( )aq−

+ H( )aq+

Cr( )aq3+ + H2O + 3C2(aq)

Contendo o crômio e o oxigênio:

1Cr2O72

( )aq−

+ C( )aq−

+ H( )aq+

2Cr( )aq3+ + 7H2O + 3C2(aq)

Completando o oxigênio e o cloro:

1Cr2O72

( )aq−

+ 6C( )aq−

+ 14H( )aq+

2Cr( )aq3+ + 7H2O + 3C2(aq)

a) Errada − a lei de conservação das massas diz exatamente o contrário. Uma vez balanceada a equação, a soma das massas nos reagentes e produtos é igual;

b) Errada − o próton H+ não ganhou nem perdeu elétron;c) Errada − o total da carga elétrica no primeiro membro é − 2(− 2, − 1 e + 1);d) Certa − após balanceamento tem-se 14H+.

71) C

Oxidação

Redução

+5 0

2Ca (PO ) + 10C + 6SiO3 4 2 2

yy z w

+2 0

6CaSiO + 10CO + 1P3 4

a) Errada − os valores corretos são 10, 6, 6, 1;b) Errada − os valores corretos são 10, 6, 6, 1;c) Certa − ocorre oxidação do carbono e redução do fósforo;d) Errada − o carbono oxida, então atua como agente redutor;e) Errada − o carbono atua como agente redutor.

GABARITO

15Química A

72) B

Oxidação

Redução

+5 0 +1+1 0–2 –2

4KNO + 15 + 7C3

1K S + 1K CO + 2N + 3CO + 3CO2 2 3 2 2

+4+1 –2 0 –2 –2+4 +2

Redução

a) Certa − o átomo de carbono no CO2 faz duas ligações duplas, formando ângulo de ligação de 180° − hibridação sp;;b) Errada − o nitrogênio do nitrato de potássio sofre redução (NOX varia de + 5 para 0);c) Certa − 4 + 1 + 7 + 1 + 1 + 2 + 3 + 3 = 22;d) Certa − K2S (sulfeto de potássio), K2CO3 (carbonato de potássio);e) Certa − o único reagente que contém oxigênio é o nitrato de potássio.

73) B

Oxidação = 1 . 2 = 2∆

+1+7 –1–2

2MnO + 10I + 16M–

4

– +2Mn + 5I + 8H O

2+

2 2

0+2 +1 –2

Redução = 5∆