Resolução – UNICAMP 2018 – Química – 1ª Fase (continuação 2)

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Questão 66

No Brasil, cerca de 12 milhões de pessoas sofrem de diabetes mellitus, uma doença causada pela incapacidade do corpo em produzir insulina ou em utilizá-la adequadamente. No teste eletrônico para determinar a concentração da glicose sanguínea, a glicose é transformada em ácido glucônico e o hexacianoferrato(III) é transformado em hexacianoferrato(II), conforme mostra o esquema a seguir.


Em relação ao teste eletrônico, é correto afirmar que a) a glicose sofre uma reação de redução e o hexacianoferrato(III) sofre uma reação de oxidação. b) a glicose sofre uma reação de oxidação e o hexacianoferrato(III) sofre uma reação de redução. c) ambos, glicose e hexacianoferrato(III), sofrem reações de oxidação. d) ambos, glicose e hexacianoferrato(III), sofrem reações de redução.

Solução:
Podemos ver que a glicose, ao se transformar em ácido glucônico, “ganha” um oxigênio, portanto ocorreu uma reação de oxidação. Já o hexacianoferrato (III), que possui $$Fe^{3+}$$, passa a ser hexacianoferrato (II), cujo ferro é $$Fe^{2+}$$. Portanto ocorreu uma redução. Resposta: letra B.

Questão 67

Mais de 2.000 plantas produzem látex, a partir do qual se produz a borracha natural. A Hevea brasiliensis (seringueira) é a mais importante fonte comercial desse látex. O látex da Hevea brasiliensis consiste em um polímero do cis-1,4-isopreno, fórmula $$C_{5} H_{8}$$, com uma massa molecular média de 1.310 kDa (quilodaltons). De acordo com essas informações, a seringueira produz um polímero que tem em média a) 19 monômeros por molécula. b) 100 monômeros por molécula. c) 1.310 monômeros por molécula. d) 19.000 monômeros por molécula. Dados de massas atômicas em Dalton: C = 12 e H = 1.

Solução:
Cada monômero desse polímero terá $$5\cdot m_{C} + 8\cdot m_{H} = 5\cdot 12 + 8\cdot 1 = 68\, Da$$. Agora podemos encontrar a quantidade de monômeros em um polímero. 1 monômero ———- 68 Da n ———- $$1.310\cdot 10^{3}\, Da$$ n ≈ 19.000 monômeros. Resposta: letra D. O texto a seguir é comum às questões 68 e 69. A calda bordalesa é uma das formulações mais antigas e mais eficazes que se conhece. Ela foi descoberta na França no final do século XIX, quase por acaso, por um agricultor que aplicava água de cal nos cachos de uva para evitar que fossem roubados; a cal promovia uma mudança na aparência e no sabor das uvas. O agricultor logo percebeu que as plantas assim tratadas estavam livres de antracnose. Estudando-se o caso, descobriu-se que o efeito estava associado ao fato de a água de cal ter sido preparada em tachos de cobre. Atualmente, para preparar a calda bordalesa, coloca-se o sulfato de cobre em um pano de algodão que é mergulhado em um vasilhame plástico com água morna. Paralelamente, coloca-se cal em um balde e adiciona-se água aos poucos. Após quatro horas, adiciona-se aos poucos, e mexendo sempre, a solução de sulfato de cobre à água de cal. (Adaptado de Gervásio Paulus, André Muller e Luiz Barcellos, Agroecologia aplicada: práticas e métodos para uma agricultura de base ecológica. Porto Alegre: EMATER-R S, 2000, p. 86.)

Questão 68

Na preparação da calda bordalesa são usados 100 g de sulfato de cobre(II) pentaidratado e 100 g de hidróxido de cálcio (cal extinta). Para uma reação estequiométrica entre os íons cobre e hidroxila, há um excesso de aproximadamente a) 1,9 mol de hidroxila. b) 2,3 mol de hidroxila. c) 2,5 mol de cobre. d) 3,4 mol de cobre. Dados de massas molares em $$g\cdot mol^{-1}$$: sulfato de cobre (II) pentaidratado = 250; hidróxido de cálcio = 74.

Solução:
Temos a seguinte equação química balanceada: \[CuSO_{4}\cdot 5H_{2} O + Ca(OH)_{2} \longrightarrow Cu(OH)_{2} + CaSO_{4} + 5H_{2} O\] Podemos ver que a relação é de 1 mol de sulfato de cobre para 1 mol de hidróxido de cálcio. Vemos também que o sulfato de cobre é consumido totalmente, pois se considerarmos que o hidróxido de cálcio é consumido totalmente, precisaríamos de mais de 250 g de sulfato de cobre. Portanto temos excesso de hidroxila.

250 g sulfato de cobre ———- 74 g hidróxido de cálcio

100 g sulfato de cobre ———- m

m = 29,6 g hidróxido de cálcio

A massa que sobrou de hidróxido de cálcio foi 100 – 29,6 = 70,4 g de hidróxido de cálcio. Temos então a quantidade de mols de hidróxido de cálcio.

1 mol ———- 74 g

x ———- 70,4 g

x = 0,95 mol

Porém para cada mol de hidróxido de cálcio, temos como produto 2 mols de hidroxila. Logo, temos $$2\cdot 0,95 = 1,9\, mol$$ de hidroxila em excesso. Resposta: letra A

Questão 69

Na formulação da calda bordalesa fornecida pela EMATER, recomenda-se um teste para verificar se a calda ficou ácida: coloca-se uma faca de aço carbono na solução por três minutos. Se a lâmina da faca adquirir uma coloração marrom ao ser retirada da calda, deve-se adicionar mais cal à mistura. Se não ficar marrom, a calda está pronta para o uso. De acordo com esse teste, conclui-se que a cal deve promover a) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, um aumento do pH da água devido à reação $$SO_{4}^{2-} + H_{2} O \longrightarrow HSO_{4}^{-} + OH^{-}$$. b) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, uma diminuição do pH da água devido à reação $$Cu^{2+} + H_{2} O \longrightarrow Cu(OH)^{+} + H^{+}$$. c) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, um aumento do pH da água devido à reação $$Cu^{2+} + H_{2} O \longrightarrow Cu(OH)^{+} + H^{+}$$. d) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, uma diminuição do pH da água devido à reação $$SO_{4}^{2-} + H_{2} O \longrightarrow HSO_{4}^{-} + OH^{-}$$.

Solução:
A reação do sulfato de cobre com a água causa uma diminuição de pH de acordo com a equação \[Cu^{2+} + H_{2} O \longrightarrow Cu(OH)^{+} + H^{+}\] A cal é colocada para reduzir essa acidez, portanto aumentar o pH. Resposta: letra B.