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Prof. Alessandra Valença Alessandravalenca_15@hotmail.com Termoquímica
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Variação de Entalpia padrão de Formação (∆H 0 f = Hp – Hr) Variação de Entalpia padrão de combustão (∆H 0 c = Hp – Hr) Energia de Ligação : (∆H = Hr-Hp) Quebra de ligações (Reagente) Formação de ligações (Produtos) Processo endotérmico Processo exotérmico Lei de Hess : Somatório das entalpias referentes as etapas da reação
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01) (UEL-PR) Considere as seguintes entalpias de formação em kj/mol: Al 2 O 3(s) = – 1670; MgO (s) = – 604. Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 MgO (s) + 2 Al (s) 3 Mg (s) + Al 2 O 3 (s) Seu valor é igual a: a)– 1066 kj. b)– 142 kj. c)+ 142 kj. d)+ 1066 kj. e)+ 2274 kj. ΔH = H final – H inicial ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] ΔH = (– 1670) – (– 1812) ΔH = – 1670 + 1812 ΔH = + 142 kJ
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02) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será: ΔH = H final – H inicial ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)] a) – 68,4 kcal/mol. b) + 68,4 kcal/mol. c) – 132,5 kcal/mol. d) + 132,5 kcal/mol. e) – 260,5 kcal/mol ΔH = (– 196,5) – (– 128,04) ΔH = – 196,5 + 128,04 ΔH = – 68,42 kcal
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01) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal. Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é: Dados: C = 12 u.; H = 1 u CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O a) 1060 Kcal. b) 530 Kcal. c) 265 Kcal. d) 140 Kcal. e) 106 Kcal. 1 mol de CH4 212 kcal 80 g de CH4 libera x kcal 16 g de CH4 libera CH4 :12 + 4 x 1 = 16 g 212 80 x 16 = 16 x x = 212 x 80 x = 16960 16
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02)(UFJF – MG) A entalpia de combustão completa da sacarose, C 12 H 22 O 11(s), é – 5635 kj/mol a 25ºC e 1 atm, sendo CO 2 (g) e H 2 O (l) os únicos produtos da reação. Utilizando esses dados e sabendo que ΔH f = – 394 kj/mol (CO 2 (g)) e ΔH f = – 286 kj/mol (H 2 O (l) ), responda às seguintes questões. a) A reação de combustão da sacarose é exotérmica ou endotérmica? EXOTÉRMICA b) Escreva a equação química balanceada da reação de combustão da sacarose sólida. ___ C 12 H 22 O 11(s) + ___ O 2 (g) ___ CO 2 (g) + ___ H 2 O ( l ) c) Calcule a entalpia de formação da sacarose sólida, a 25ºC e 1 atm. ΔH = H final – H inicial – 5635 = [12 x (– 394) + 11 x (– 286)] – [ ΔH f ] – 5635 = – 4728 – 3146 – ΔH f ΔH f = 5635 – 7874 ΔH f = – 2239 kj/mol
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01) São dadas as seguintes energias de ligação: LigaçãoEnergia (kj/mol) H – Cl H – F Cl – Cl F – F 431,8 563,2 242,6 153,1 Com os dados fornecidos é possível prever que a reação Com os dados fornecidos é possível prever que a reação tem variação de entalpia, em kj, da ordem de: 2 HCl (g) + F 2 (g) 2 HF (g) + Cl 2 (g) LigaçãoEnergia (kj/mol) a) – 584,9, sendo endotérmica. b) – 352,3, sendo exotérmica. c) – 220,9, sendo endotérmica. d) + 220,9, sendo exotérmica. e) + 352,3, sendo endotérmica. 2 H – Cl + F – F 2 H – F + Cl – Cl 2 X 431,8 + 1 X 153,1 863,6 + 153,1 + 1016,7 2 X 563,2+ 1 X 242,6 1126,4 + 242,6 – 1369 ΔH = 1016,7 – 1369 = – 352,3 kj
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02) Com base na tabela abaixo, determine a variação de entalpia da reação seguinte: 3 Cl 2 + 2 NH 3 6 HCl + N 2 N – H93 kcal/mol H – Cl103 kcal/mol N 225 kcal/mol Cl – Cl58 kcal/mol Cl – Cl3+ 2 N – H H H H – Cl6 3 x 174 + 558 + N 58+936 x + 732 kcal 1036 x +225 618 + 225 – 843 kcal ΔH = (+ 732) + (– 843)ΔH = – 111 kcal
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C (grafite) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = – 393,3 KJ C (grafite) + O 2 (g) ΔH 2 = – 283,0 KJ caminho direto CO 2(g) ΔH 1 = – 110,3 KJ estado inicial estado final CO (g) + 1/2 O 2 (g) estado intermediário Observe que: ΔH 1 + ΔH 2 = ΔH (– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ
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01) Considere as afirmações abaixo, segundo a lei de Hess. I. O calor de reação depende apenas dos estados inicial e final do processo. II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o valor da variação de entalpia. IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor da variação de entalpia depende dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar. Conclui-se que: a) são verdadeiras as afirmações I e II. b) são verdadeiras as afirmações II e III. c) são verdadeiras as afirmações I, II e III. d) todas são verdadeiras. e) todas são falsas. V V V F
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02) (EEM – SP) Ao final do processo de fabricação do ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), obtém-se uma espécie oleosa e densa conhecida como óleum (H 2 S 2 O 7 ), que consiste em ácido sulfúrico saturado com trióxido de enxofre (SO 3 ). A equação global pode ser representada por: S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 ( l ) 8 H 2 S 2 O 7 ( l ) As etapas envolvidas no processo são: Calcule o ΔH de reação da obtenção do óleum. I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1 /2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 ( l ) H 2 S 2 O 7 ( l ) ΔH = – 130 kj/mol I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1 /2 O 2 (g) SO 3 (g) ΔH = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 ( l ) H 2 S 2 O 7 ( l ) ΔH = – 130 kj/mol
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S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 ( l ) 8 H 2 S 2 O 7 ( l ) Repetimos a equação ( I ): I. S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) Δ H = – 2375 kj/mol II. SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) Δ H = – 100 kj/mol III. SO 3 (g) + H 2 SO 4 ( l ) H 2 S 2 O 7 ( l ) Δ H = – 130 kj/mol S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ΔH = – 2375 kj/mol Multiplicamos a equação ( II ) por “ 8 “ : 8 SO 2 (g) + 4 O 2 (g) 8 SO 3 (g) ΔH = – 800 kj/mol Multiplicamos a equação ( III ) por “ 8 “ : 8 SO 3 (g) + 8 H 2 SO 4 (l) 8 H 2 S 2 O 7 (l) ΔH = – 1040 kj/mol Somamos todas as equações: S 8 (s) + 12 O 2 (g) + 8 H 2 SO 4 ( l ) 8 H 2 S 2 O 7 ( l ) ΔH = – 4215 kj/mol
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03) (Covest – 2000) A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo: Fe(s) + O 2 (g) FeO(s) 2 Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) ΔH = – 64 kcal ΔH = – 196 kcal 1 2 2 3 Determine a quantidade de calor liberada a 298 K e 1 atm na reação: 2 FeO(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) 1 2 Devemos inverter e multiplicar por “ 2 ” a primeira equação 2 FeO(s) 2 Fe(s) + O 2 (g) ΔH = + 128 kcal Devemos repetir a segunda equação Somando as duas equações, teremos: 2 Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) ΔH = - 196 kcal 2 3 2 FeO(s)+ 1 2 O 2 (g)Fe 2 O 3 (s) ΔH = - 68 kcal
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04) A partir das equações termoquímicas: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( l ) ΔH = – 286 KJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ΔH = – 242 KJ É possível prever que na transformação de 2,0 mols de água líquida em vapor d’água haverá: a) liberação de 44 kJ. b) absorção de 44 kJ. c) liberação de 88 kJ. d) absorção de 88 kJ. e) liberação de 99 kJ. Como queremos transformar água líquida em vapor d’água, deveremos: Como queremos transformar água líquida em vapor d’água, deveremos: inverter a primeira equação: H 2 O ( l ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ΔH = + 286 KJ repetir a segunda equação: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O ( v ) ΔH = – 242 KJ somar as duas equações: H 2 O ( l ) H 2 O (v) ΔH = + 44 KJ Para 2,0 mols serão ABSORVIDOS “ 88 kj “
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06) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação abaixo: 3 C (grafite) + 4 H 2(g) C 3 H 8(g) Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas: 1) C (grafite) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = – 94,0 kcal 2) H 2(g) + 1/2 O 2(g) H 2 O ( l ) ΔH = – 68,3 kcal 3) C 3 H 8(g) + 5 O 2(g) 3 CO 2 (g ) + 4 H 2 O ( l ) ΔH = – 531,1 kcal 3 C (grafite) + 3 O 2(g) 3 CO 2(g) ΔH = – 282,0 kcal 4 H 2(g) + 2 O 2(g) 4 H 2 O ( l ) ΔH = – 273,2 kcal 3 CO 2 (g ) + 4 H 2 O ( l ) ΔH = + 531,1 kcal C 3 H 8(g) + 5 O 2(g) 3 C (grafite) + 4 H 2(g) C 3 H 8(g) ΔH = – 24,10 kcal
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07) (Covest-2005) A gasolina, que contém octano como um componente, pode produzir monóxido de carbono, se o fornecimento de ar for restrito. A partir das entalpias padrão de reação para a combustão do octano (1) e do monóxido de carbono (2), obtenha a entalpia padrão de reação, para a combustão incompleta de 1 mol de octano líquido, no ar, que produza monóxido de carbono e água líquida. 1 C 8 H 18 + 17/2 O 2 8 CO + 9 H 2 O 1 C 8 H 18 + 25/2 O 2 8 CO 2 + 9 H 2 OΔH = – 5471 kj 8 CO 2 8 CO + 4 O 2 ΔH = + 2264 kj ΔH = – 3207 kj 1 C 8 H 18 + 17/2 O 2 8 CO + 9 H 2 O
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Utilize os seguintes valores de Δ H : H 2 (g) + F 2 (g) → 2 HF (g) Δ H = -546 KJ/mol C (grafite) + 2 F 2 (g) → CF 4 (g) Δ H = -680 KJ/mol 2 C (grafite) + 2 H 2 (g) → C 2 H 4 (g) Δ H = +52 KJ/mol Para determinar a variação de entalpia do processo: C 2 H 4 (g) + 6 F 2 (g) → 2 CF 4 (g) + 4 HF(g)
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Entalpia ( Δ H): Calor cedido ou recebido numa reação. ( ΔH = H p – H R) Entropia ( Δ S) : Grau de desordem ( Δ S = S p – S R) Energia Livre de Gibbs ( Δ G) : Saldo final de energia após a realização da reação. ( Δ G= G p – G R ) Espontaneidade depende da: Variação de entalpia ( Δ H) Temperatura (K) Variação de entropia ( Δ S) Unindo essas 3 variáveis temos a equação da energia livre: ΔG = ΔH – T.ΔS Espontaneidade das reações
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Considere os processos abaixo: 1) evaporação da água; 2) queima da pólvora; 3) dissolução do açúcar em água. a) Todos são endotérmicos, e o último ocorre com maior variação de entropia. b) Todos são exotérmicos, e o segundo ocorre com maior variação de entropia. c) 1 e 3 são exotérmicos e ocorrem sem variação de entropia. d) 1 é endotérmico e ocorre com aumento de entropia. e) Todos ocorrem com diminuição de entropia.
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0 0 Uma reação química exotérmica, que ocorre com aumento de entropia, certamente será espontânea. 11 A espontaneidade das reações que ocorrem em sistemas fechados depende exclusivamente da variação da entalpia da reação, sendo espontâneas, apenas, as reações endotérmicas. 2 2 Quando um sistema reacional sofre uma transformação espontânea, mantendo-se constante a temperatura e a pressão, a sua energia livre aumenta. 3 3 Uma reação química, à qual está associada uma energia de ativação elevada, ocorrerá rapidamente, se a variação de entalpia da reação for menor que zero. 4 4 A energia de gibbs pode assumir valores acima, abaixo e igual a zero. Quando o processo é espontâneo a energia livre é sempre menor que zero. Julgue os itens a seguir:
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0 0 O diamante e o enxofre rômbico, que são variedades alotrópicas do carbono e do enxofre respectivamente, têm entalpias nulas a 25°C e 1 atm. 11 Quando um sistema sofre uma transformação espontânea a temperatura e pressão constante, constata-se que sua energia livre decresce. 2 2 Um bloco de gelo a 0ºC, quando exposto à temperatura ambiente (27ºC), funde. Isso indica que a variação da entropia total aumenta. 3 3 Um processo espontâneo é aquele que ocorra à custa de diminuição de energia livre de Gibbs (∆G < 0) 44 em um processo em que há aumento de entropia e de entalpia a espontaneidade é determinada de acordo com a temperatura em que o sistema reacional se encontra. (UPE) Julgue os itens a seguir
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a) em um processo espontâneo, verifica-se que a entropia de um sistema e das suas vizinhanças sempre decresce. b) apenas as reações que dão origem a produtos gasosos podem ser consideradas exotérmicas. c) a variação de energia livre de Gibbs determina a espontaneidade da reação a partir da análise exclusiva da entropia e da temperatura, não dependendo assim do ∆H. d) as substâncias simples ou compostas, quando no estado padrão, terão sempre, por convenção, entalpia zero. e) Quando uma reação ocorre com diminuição de entropia e aumento de entalpia podemos afirmar que o processo não será espontâneo mesmo a altas temperaturas. (UPE) Em relação aos aspectos termodinâmicos de uma reação química, é correto afirmar que:
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CaO (s) + 3 C (s) CaC 2 (s) + CO (g) Utilizando-se os dados abaixo, é possível afirmar que a reação de obtenção do carbeto de cálcio será espontânea se ocorrer a uma temperatura (admita que o ∆H e o ∆S não variam com a temperatura): (UPE) A equação química abaixo representa a formação do carbeto de cálcio em fornos elétricos:
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a) abaixo de 1.500ºC. b) entre 500ºC e 1.700ºC. c) acima de 1.947ºC. d) abaixo de 1.947ºC. e) exclusivamente a 2.220ºC.
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Química Profª. Alessandra Valença E-mail:alessandravalenca_15@hotmail.com Propriedades Coligativas
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pressão (atm) temperatura(°C) T
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01) No diagrama de fases da água: 760 tAtA tBtB Pressão (mmHg) t A (°C) As temperaturas t A e t B são, respectivamente: a) pontos normais de fusão e ebulição. b) pontos normais de ebulição e fusão. c) pontos de sublimação e fusão. d) pontos de ebulição e sublimação. e) dois pontos triplos que a água possui.
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02) A figura a seguir representa o diagrama de fases da água. Através desse diagrama, podemos obter importantes informações sobre o equilíbrio entre fases. As linhas nele presentes representam a coexistência das fases: sólido-líquido, líquido-vapor e sólido-vapor. 0 0 A fase sólida é a fase mais estável na região I. 1 1 A fase mais estável na região III do diagrama é a fase vapor. 2 2 No ponto B do diagrama estão em equilíbrio as fases sólida e vapor. 3 3 No ponto A estão em equilíbrio as fases sólida, líquida e vapor. 4 4 Na região II do diagrama a fase mais estável é a líquida. 760 100 Pressão (mmHg) t (°C) A I II III B
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03) (Mackenzie-SP) Relativamente ao diagrama de fases da água pura, é incorreto afirmar que, no ponto: a) A, tem-se o equilíbrio entre água sólida e água líquida. b) B, tem-se o equilíbrio entre água líquida e vapor. c) C, tem-se, somente, água na fase vapor. d) T, as três fases coexistem em equilíbrio. e) D, coexistem as fases vapor e líquida. 760 100 Pressão (mmHg) t (°C) A 0,00980 M N B D R C T
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5 ---------- 6 3 --------- 4 1 ---------- 2 04) (UFRGS) Considere o diagrama que representa o equilíbrio entre fases da água pura. A linha que representa o fenômeno de granizo é: Pressão (mmHg) t (°C) LÍQUIDO GASOSO SÓLIDO a) (1) – (2). b) (2) – (1). c) (4) – (3). d) (5) – (6). e) (6) – (5).
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05) (UNESP – SP) Comparando duas panelas, simultaneamente sobre dois queimadores iguais de um mesmo fogão, observa-se que a pressão dos gases sobre a água fervente na panela de pressão fechada é maior que aquela sobre a água fervente numa panela aberta. Nessa situação, e se elas contêm exatamente as mesmas quantidades de todos os ingredientes, podemos afirmar que, comparando com o que ocorre na panela aberta, o tempo de cozimento na panela de pressão fechada será... a) menor, pois a temperatura de ebulição será menor. b) menor, pois a temperatura de ebulição será maior. c) menor, pois a temperatura de ebulição não varia com a pressão. d) igual, pois a temperatura de ebulição independe da pressão. e) maior, pois a pressão será maior.
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06) Foi observado que o cozimento de meio quilo de batatas em 1 L de água é mais rápido se adicionarmos 200g de sal à água do cozimento. Considere as seguintes possíveis explicações para o fato: I.A adição de sal provoca um aumento da temperatura de ebulição da água. II. A adição de sal provoca um aumento da pressão de vapor. III.O sal adicionado não altera a temperatura de ebulição da água, mas reage com o amido das batatas. Está(ao) correta(s) a(s) explicação(ões): a) I apenas. b) II apenas. c) III apenas. d) I e II apenas. e) I, II e III.
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07) Indique a afirmativa INCORRETA: a)Quanto maior a temperatura, maior a pressão de vapores dos líquidos. b)A pressão de vapor de um líquido é inversamente proporcional ao volume do líquido. c)A água do mar entra em ebulição a uma temperatura mais alta que a água destilada. d)O líquido A tem a 20°C a pressão de vapor igual a 30mmHg; o líquido B, à mesma temperatura, tem pressão de vapor igual a 60mmHg; então, a temperatura de ebulição de B é menor que a de A. e) Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor se torna igual à pressão externa (atmosférica).
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08) (ITA-SP) Uma solução de NaCl em água é aquecida num recipiente aberto. Indique a afirmação falsa. a) A solução entrará em ebulição, quando sua pressão de vapor for igual à pressão ambiente. b)A concentração em quantidade de matéria da solução aumentará, à medida que prosseguir a ebulição. c) A temperatura de início de ebulição é maior que a da água pura. d) A temperatura aumentar, à medida que a ebulição prossegue. e) A composição do vapor desprendido é a mesma da solução residual.
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09) A adição de 150 g de sacarose a um litro de água pura fará com que: a) sua pressão de vapor diminua. b) passe a conduzir corrente elétrica. c) sua pressão de vapor aumente. d) seu ponto de ebulição diminua. e) seu ponto de congelamento aumente.
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10)(UNIFOA–RJ) A presença de um soluto não-volátil dissolvido em um solvente líquido altera o comportamento deste líquido na sua pressão de vapor que..............., no seu ponto de ebulição que.................... e no seu ponto de solidificação que....................... Respectivamente, podemos substituir x, y e z por: a) aumenta, diminui e aumenta. b) diminui, aumenta e diminui. c) aumenta, aumenta e diminui. d) diminui, diminui e aumenta. e) diminui, aumenta e aumenta. AUMENTA DIMINUI (z) (y) (x)
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11) (Covest-2006) As propriedades de um solvente podem ser alteradas pela adição de solutos. Assim, tem-se alterações dos pontos de fusão e de ebulição, entre outras. O efeito depende da concentração do soluto. Considerando o texto acima, podemos afirmar que: 0 0 Aplica-se para as chamadas propriedades coligativas. 1 1 Adição de um mol de NaCl a um litro de água deverá produzir o mesmo efeito sobre o ponto de ebulição que a adição de um mol de Na 2 SO 4. NaCl Na + Cl : produz 2 partículas +- Na 2 SO 4 2 Na + SO 4 : produz 3 partículas + - 2 Maior número de partículas maior efeito coligativo 2 2 A pressão de vapor da água é tanto maior quanto maior for a concentração de NaCl nela dissolvido. 3 3 O ponto de fusão da água do mar é mais baixo que o da água destilada. 44 Além dos pontos de fusão e de ebulição, podemos citar, entre os efeitos coligativos, a pressão osmótica.
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12) Os compartimentos A, B e C são iguais e separados por uma membrana semipermeável ao solvente. Em um dos compartimentos colocou-se água destilada; e, nos outros, igual volume de soluções de cloreto de sódio (sistema I). Após algum tempo os volumes iniciais se modificaram como está ilustrado no sistema (II). Use essas informações e outras que forem necessárias para analisar os itens: A alteração do volume se deve à osmose. A concentração inicial das soluções é a mesma. A água destilada foi colocada no compartimento B. A pressão osmótica em A é maior que em C. As soluções têm mesma pressão de vapor, a dada temperatura. 00 11 22 33 44 ABC (I) (II) ABC
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13) Num determinado local do planeta Terra, a água entra em ebulição à temperatura de 97 o C. Tal fato permite afirmar que: a) esse local deve situar-se ao nível do mar. b) nesse local a pressão atmosférica é de 760 mmHg. c) nessa temperatura a pressão de vapor da água iguala-se à pressão atmosférica. d) a ebulição somente cessará quando a temperatura atingir o valor de 100o C. e) essa água apresenta solutos sólidos nela dissolvidos.
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14) Analise as afirmações: 0 0 A água do mar ferve a uma temperatura mais baixa que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 1 1 A água do mar congela a uma temperatura mais baixa que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 2 2 Uma solução aquosa de sacarose ferve a uma temperatura mais alta que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 3 3 Uma solução aquosa de sacarose congela a uma temperatura mais alta que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 4 4 Entre a água e o éter, o éter tem maior pressão de vapor porque é mais volátil que a água.
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15) A dissolução de um sólido iônico em certa quantidade de água faz com que, em relação à água pura e nas mesmas condições de temperatura e pressão, a solução apresente: I. Pressão osmótica menor. II. Pressão de vapor menor. III. Temperatura de início de fusão menor. IV. Temperatura de início de ebulição menor. V. Densidade maior. Das afirmações acima estão certas, apenas: a) I, II e V. b) II, III e IV. c) II, III e V. d) I, II, III e V. e) I, II, IV e V.
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16) (Covest-2005) Os processos descritos abaixo podem ser explicados por fenômenos que ocorrem em solução, devido à presença de um soluto. (I) Uma salada de alface, temperada com sal e vinagre, murcha após um certo tempo. (II) Durante o inverno, em cidades de clima frio, é comum jogar sal grosso nas ruas, para evitar a formação de crostas de gelo. (III) A temperatura de ebulição da água do mar é sempre maior do que a temperatura de ebulição da água destilada. Para justificar esses fenômenos, podemos dizer que: 0 0 A salada de alface murcha devido à desidratação causada pelo efeito de osmose. 1 1 Durante o inverno, o sal é jogado nas ruas para que a umidade presente na superfície não se congele, devido ao efeito crioscópico. 2 2 A água do mar entra em ebulição em temperaturas mais elevadas que a água destilada, devido ao efeito ebulioscópico. 3 3 Os efeitos responsáveis pelos eventos (I, II,e III) descritos acima, são todos devido à alteração na pressão de vapor de um solvente, causada pela adição de um soluto não volátil. 4 4 A osmose não é uma propriedade coligativa.
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17) Considere o gráfico da pressão máxima de vapor em função da temperatura para um solvente puro e para uma solução desse solvente contendo um soluto molecular não-volátil. A seu respeito podemos afirmar: 0 0 A curva A representa a solução. 1 1 A curva A representa o solvente. 2 2 A curva B representa o solvente. 3 3 A solução apresenta pressão máxima de vapor maior que o solvente. 4 4 Ambas as curvas, numa mesma temperatura, apresentam mesma pressão máxima de vapor.
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18) (ITA-SP) Temos três soluções de açúcar em água (1, 2 e 3). As soluções 1 e 3 são posta em copos distintos. Com a solução 2 enchendo dois saquinhos de celofane em forma de envoltório de salsicha. Os saquinhos são suspensos por um fio, nos dois copos, conforme esquema abaixo. Os saquinhos não “vazam”, todavia seu conteúdo muda de volume conforme assinalado no desenho. Em face das observações anteriores, foram feitas as seguintes afirmações: I. A pressão de vapor da água nas soluções anteriores cresce na sequência 1, 2 e 3. II. A temperatura de inicio de solidificação no resfriamento decresce na seqüência 1, 2 e 3. III. A temperatura de inicio de ebulição no aquecimento cresce na seqüência 1, 2 e 3. São certas as afirmações: a) I. b) II.c) III.d) nenhuma.e) todas.
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19) (Puccamp-SP) Considere o texto adiante. “Se as células vermelhas do sangue forem removidas para um béquer contendo água destilada, há passagem da água para...(I)....das células. Se as células forem colocadas numa solução salina concentrada, há migração da água para..(II)...das células com o..(III)...das mesmas. As soluções projetadas para injeções endovenosas devem ter...(IV)... próximas às das soluções contidas nas células.” Para completar correta-lo corretamente, I,II, III e IV devem ser substituídos, respectivamente, por: a) dentro – fora – enrugamento – pressão osmótica. b) fora – dentro – inchaço – condutividade térmica. c) dentro – fora – enrugamento – colorações. d) fora – fora – enrugamento – temperatura de ebulição. e) dentro – dentro – inchaço – densidades.
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