EQUILIBRIO IONICO

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EQUILIBRIO IONICO 1 
Questão 01 - (ACAFE SC) 
 
O seriado televisivo “Breaking Bad” conta a história de um professor de química que, ao ser 
diagnosticado com uma grave doença, resolve entrar no mundo do crime sintetizando droga 
(metanfetamina) com a intenção inicial de deixar recursos financeiros para sua família após sua 
morte. No seriado ele utilizava uma metodologia na qual usava metilamina como um dos reagentes 
para síntese da metanfetamina. 
 
CH3NH2(aq) + H2O(l) CH3NH3
+(aq) + OH–(aq) 
 
Dados: constante de basicidade (Kb) da metilamina a 25ºC: 3,610
–4; log6 = 0,78. 
 
O valor do pH de uma solução aquosa de metilamina na concentração inicial de 0,1 mol/L sob 
temperatura de 25ºC é: 
 
a) 2,22 
b) 11,78 
c) 7,8 
d) 8,6 
 
Questão 02 - (ACAFE SC) 
 
O ácido lático está presente no leite e em seus derivados. Sob temperatura de 25ºC uma solução 
aquosa foi preparada dissolvendo 0,1 mol de ácido lático em água até formar 1L de solução. 
Dados: Ka (ácido lático) = 1,410–4; log 3,7 = 0,57; 7,314 = . 
 
O valor do pH dessa solução é: 
 
H3C
OH
O
OH
 
 
 
Fórmula estrutural do ácido lático 
 
a) 1,0 
b) 2,43 
c) 3,85 
d) 5,7 
 
Questão 03 - (FUVEST SP) 
 
Muitos medicamentos analgésicos contêm, em sua formulação, o ácido acetilsalicílico, que é 
considerado um ácido fraco (constante de ionização do ácido acetilsalicílico = 3,210–4). A absorção 
desse medicamento no estômago do organismo humano ocorre com o ácido acetilsalicílico em sua 
forma não ionizada. 
 
 
 
 
a) Escreva a equação química que representa a ionização do ácido acetilsalicílico em meio aquoso, 
utilizando fórmulas estruturais. 
b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para a ionização do ácido acetilsalicílico. Para 
isto, utilize o símbolo AA para a forma não ionizada e o símbolo AA– para a forma ionizada. 
c) Considere um comprimido de aspirina contendo 540 mg de ácido acetilsalicílico, totalmente 
dissolvido em água, sendo o volume da solução 1,5 L. Calcule a concentração, em mol/L, dos 
íons H+ nessa solução. Em seus cálculos, considere que a variação na concentração inicial do 
fármaco, devido à sua ionização, é desprezível. 
d) No pH do suco gástrico, a absorção do fármaco será eficiente? Justifique sua resposta. 
Note e adote: 
pH do suco gástrico: 1,2 a 3,0 
Massa molar do ácido acetilsalicílico: 180 g/mol 
Ácido acetilsalicílico: 
O
HO
O CH3
O
 
 
 
 
Gab: 
a) 
 
b) Constante de ionização (Ka): 
1
11
a
]AA[
]AA[]H[
K
−+ 
= 
c) [H+] = 810–4 mol/L 
d) A absorção do fármaco será eficiente, pois no estômago (onde o pH é ácido) o equilíbrio de 
ionização do ácido acetilsalicílico estará deslocado para a esquerda, onde predomina a forma não 
ionizada, que é a forma do medicamento absorvido pelo organismo. 
 
Questão 04 - (FCM PB) 
 
O fenobarbital (Gardenal®) é um medicamento bastante utilizado para prevenir e combater crises 
convulsivas. Apresenta certo teor de toxicidade e por isso deve ser administrado com cuidado, pois 
em altas concentrações no organismo pode provocar uma parada cardiorrespiratória. Infelizmente, 
alguns indivíduos que sofrem de depressão fazem uso desse medicamento objetivando cometer 
suicídio. No hospital, esses casos de intoxicação são solucionados utilizando-se medicamentos cuja 
presença no sistema urinário provoca alteração no pH da urina, de forma a tornar o fenobarbital mais 
solúvel em água, favorecendo a excreção por meio da micção. 
Considerando a estrutura química do fenobarbital, o equilíbrio de ionização dos ácidos e bases e os 
fatores que afetam esse equilíbrio, analise as afirmações a seguir: 
 
 
 
 
 
Estrutura do fenobarbital 
 
 
 
I. O fenobarbital é uma base fraca, caracterizada pela presença de nitrogênio com um par de 
elétrons livre que em solução aquosa sofre protonação. 
II. O fenobarbital é um ácido fraco e em solução aquosa tende a perder prótons pelo efeito de 
conjugação com o oxigênio da carbonila (um grupo eletronegativo). 
III. A utilização de bicarbonato de sódio (Na2HCO3) minimiza os danos provocados pela intoxicação 
por fenobarbital, pois aumenta o pH da urina, deslocando o equilíbrio para a direita, aumentando 
a excreção do fenobarbital. 
IV. A utilização de ácido ascórbico (vitamina C) minimiza a intoxicação provocada pelo 
fenobarbital, pois diminui o pH urinário, aumentando a concentração da fração ionizada que é 
mais polar do que a fração não ionizada. 
V. O fenobarbital é um exemplo de substância anfótera e, portanto, pode ser eliminado do 
organismo tanto pela utilização de medicamentos ácidos como de básicos. 
 
Considerando as afirmações acima, marque a alternativa correta: 
 
a) As afirmações II e III estão corretas. 
b) As afirmações I e IV estão corretas. 
c) As afirmações I e III estão corretas. 
d) As afirmações II e IV estão corretas. 
e) Apenas a afirmação V está correta. 
 
Questão 05 - (UEPG PR) 
 
0,1 mol do ácido HBr é adicionado em água suficiente para formar 1,0 L de solução. Dada a 
constante de equilíbrio do ácido, Ka = 1109, assinale o que for correto sobre esta solução de ácido. 
 
 
 
 
01. A concentração da solução de HBr é 0,1 mol/L. 
02. A concentração de íons OH– em solução é 110–14 mol/L. 
04. O HBr é um ácido forte. 
08. A concentração de íons H3O
+ em solução é 1,0 mol/L. 
16. O pH desta solução é 1. 
 
Questão 06 - (UFJF MG) 
 
O esmalte do dente é constituído de um material muito pouco solúvel em água e cujo principal 
constituinte é a hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH). Na presença de água, a hidroxiapatita estabelece o 
seguinte equilíbrio químico: 
 
Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca
2+(aq) + 3PO4
3–(aq) + OH–(aq) 
 
a) A deterioração dos dentes é agravada com a doença bulimia, que faz com que o HCl existente no 
estômago seja eliminado junto com o vômito. De acordo com o equilíbrio acima, como a bulimia 
agrava a deterioração dos dentes? 
b) Na placa bacteriana, as bactérias metabolizam o açúcar, transformando-os em ácidos orgânicos 
que contribui para a formação de cáries. Dentre os principais ácidos formados na placa estão os 
ácidos: acético (Ka = 1,5810–5) e lático (Ka = 1,5810–4). Qual destes ácidos é o mais fraco? 
c) O pH normal da boca é 7,0. A diminuição do pH na boca pode ser causada diretamente pelo 
consumo de frutas ácidas e bebidas, podendo chegar a um pH 6,0 em poucos minutos. Calcule as 
concentrações de íons hidrogênio antes e depois da ingestão de frutas ácidas e bebidas. 
d) Antigamente, o processo de obturação dos dentes era conhecido como amálgama. Se o amálgama 
(Sn8Hg) fizer contato com uma coroa de ouro de um dente vizinho uma reação de óxido-redução, 
na presença de oxigênio, pode ocorrer: 
Sn2+(aq) + Hg(s) + 16e– Sn8Hg(s) E
0 = –0,13 V 
4O2(g) + 16H
+(aq) + 16e– 8H2O(l) E
0 = +1,23 V 
Qual é o agente oxidante e o agente redutor deste processo? 
 
Gab: 
a) A bulimia agrava a deterioração dos dentes, pois ao ser eliminado o HCl reage com o OH– 
deslocando o equilíbrio no sentido dos produtos e consequentemente solubilizando a 
hidroxiapatita. 
b) O ácido acético é mais fraco que o ácido lático, pois ele apresenta uma constante de dissociação 
menor. 
c) Antes: 10–7 mol L–1 ; Depois: 10–6 mol L–1 
d) Agente oxidante: O2 ; Agente redutor: Sn8Hg 
 
Questão 07 - (UNIUBE MG) 
 
Um estudante, em um laboratório, deseja preparar 500 mL de uma solução de ácido acético na 
concentração de 0,1 mol/L. Considerando que a densidade do ácido é, aproximadamente, 1,1 g/cm3, 
analise as afirmativas a seguir: 
Dados: CH3COOH (M = 60 g/mol; Ka = 2,010
–5); log 2 = 0,3 e log 1,4 = 0,15. 
 
I. A massa de ácido acético necessário para preparar essa solução será de 3,0 g. 
II. A reação desse ácido com hidróxido de sódio produzirá um sal, que, em solução aquosa, terá um 
caráter básico. 
 
 
 
III. O potencial hidrogeniônico dessa solução será 1. 
 
Está(ão) CORRETA(S) a(s) afirmação(ões) contida(s)em: 
 
a) I, apenas 
b) II, apenas 
c) II e III, apenas 
d) I e II, apenas 
e) I, II e III 
 
Questão 08 - (UERJ) 
 
A ionização do ácido cianídrico é representada pela equação química abaixo:, 
 
HCN (aq) H+ (aq) + CN– (aq) 
 
Um experimento sobre esse equilíbrio químico, realizado a temperatura constante, analisou quatro 
parâmetros, apresentados na tabela: 
 
 
 
Ao ser estabelecido o equilíbrio químico da ionização, foi adicionada certa quantidade de NaCN(s). 
Após a dissolução e dissociação completa desse composto, houve deslocamento do equilíbrio de 
ionização. 
O parâmetro que sofreu redução, após a adição do composto, é representado pelo seguinte símbolo: 
 
a)  
b) Ka 
c) pH 
d) [HCN] 
 
Questão 09 - (UNICAMP SP) 
 
A natureza fornece não apenas os insumos como também os subsídios necessários para transformá-
los, de acordo com as necessidades do homem. Um exemplo disso é o couro de alguns peixes, 
utilizado para a fabricação de calçados e bolsas, que pode ser tingido com corantes naturais, como o 
extraído do crajiru, uma planta arbustiva que contém o pigmento natural mostrado nos equilíbrios 
apresentados a seguir. Esse pigmento tem a característica de mudar de cor de acordo com o pH. Em 
pH baixo, ele tem a coloração vermelha intensa, que passa a violeta à medida que o pH aumenta. 
 
 
 
 
OO
OCH3
OA
OCH3
OH
OCH3
I
 
 ?
? ?
?
+
OHO
OCH3
OA
OCH3
OH
OCH3
II
 
 
OHO
OCH3
OA
OCH3
O
OCH3
III
 
 
 
 
a) Complete o desenho abaixo, preenchendo os retângulos vazios com os símbolos H+ ou OH–, de 
modo a contemplar os aspectos de equilíbrio ácido-base em meio aquoso, de acordo com as 
informações químicas contidas na figura acima. 
 
b) Dentre as espécies I, II e III, identifique aquela(s) presente(s) no pigmento com coloração violeta 
e justifique sua escolha em termos de equilíbrio químico. 
 
Gab: 
a) 
 
b) A coloração violeta aparece à medida que o pH aumenta, ou seja, quando se aumenta a 
concentração/quantidade de OH– e o pH se torna básico. No equilíbrio mostrado no enunciado, 
as espécies I e III são as que predominam quando se aumenta a concentração de OH– (aumento 
do pH do meio). 
 
Questão 10 - (UNITAU SP) 
 
O metabolismo humano produz uma série de ácidos e bases fracas, que sofrem ionização quando 
dissolvidos na água do organismo. 
Ácido lático (HC3H5O3), pKa = 3,85, ácido propiônico (HC3H5O2), pKa = 4,85, ácido carbônico 
(H2CO3), pKa = 6,37, bem como as bases etilamina (C2H5NH3), pKb = 3,25 e amônia (NH3), pKb = 
4,75, são alguns exemplos. 
 
 
 
 
 
 
A curva acima representa a ionização do(a) 
 
a) ácido lático. 
b) ácido propiônico. 
c) ácido carbônico. 
d) etilamina. 
e) amônia. 
 
Questão 11 - (IFPE) 
 
Um laboratório recebeu um recipiente com uma substância desconhecida. Para identificar o composto 
em análise, foram realizados alguns testes para desvendar a sua estrutura química. A tabela abaixo 
mostra os testes realizados e seus resultados obtidos: 
 
 
 
Com os resultados obtidos nos testes realizados, assinale a alternativa com o possível composto 
identificado. 
 
a) NaCl 
b) Pb(OH)2 
c) HNO3 
d) KOH 
e) NH4Cl 
 
Questão 12 - (FCM MG) 
 
Um rio que passa por uma fábrica de papel que elimina carbonato de cálcio em suspensão na água e 
por uma estação de tratamento de esgoto que fornece grande quantidade de dióxido de carbono 
proveniente da respiração bacteriana e por despejos industriais tem o pH de suas águas elevado de 
menos 5 para, aproximadamente, 7, onde peixes e plantas têm boas condições de sobrevivência. O 
bicarbonato solúvel, resultante desse equilíbrio, neutraliza a acidez da água do rio restaurando a vida 
aquática. 
 
Essas informações podem ser representadas pelas seguintes equações em equilíbrio: 
 
 
 
 
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) → Ca
2+(aq) + 2HCO3
–(aq) 
HCO3
–(aq) + H+(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
 
Analisando essas informações, assinale a afirmativa INCORRETA. 
 
a) Na ausência de CO2, o CaCO3 sólido seria retido na estação de tratamento e não iria para o rio. 
b) Nesse processo, ocorre ameaça aos recifes de corais, essencialmente formados de carbonato de 
cálcio. 
c) O aumento de CO2 na atmosfera, principalmente devido à queima de combustíveis fósseis, 
promoveria a destruição do CaCO3 dos calcários. 
d) O aumento de dióxido de carbono nos oceanos pode, se não ocorrer mudanças nas atividades 
humanas, aumentar o pH médio dos oceanos. 
 
Questão 13 - (UEFS BA) 
 
 
 
O conceito de ácido e de base, de Brönsted-Lowry, tem como fundamento a transferência de um 
próton, H+, de uma substância para outra, nas reações entre ácidos e bases. Segundo esses químicos, 
os ácidos são substâncias, representadas por moléculas ou íons, que podem doar prótons, e as bases 
são receptoras de prótons. Portanto, um ácido terá sempre uma base conjugada e uma base seu ácido 
conjugado, a exemplo do ácido fluorídrico e do ânion fluoreto, e do ânion amônio e da amônia, 
citados na tabela. A constante de ionização do ácido ou da base indica a tendência de ionização da 
espécie química em água. 
 
Uma análise das informações e dos dados apresentados na tabela de pares conjugados ácido-base 
permite corretamente afirmar: 
 
a) A capacidade para doar o próton é maior no íon amônio do que no ácido fluorídrico. 
b) A base conjugada do íon amônio é mais fraca do que a base conjugada do ácido fluorídrico. 
c) A molécula de água, ao formar o íon hidrônio, H3O
+(aq), atua como um ácido de Brönsted-
Lowry. 
d) O sal, fluoreto de amônio, NH4F(s), dissolvido em água, dá origem a uma solução básica. 
e) O produto entre a constante de ionização do ácido fluorídrico e a constante de ionização do íon 
fluoreto é, aproximadamente, igual ao produto iônico da água, Kw. 
 
Questão 14 - (UFRR) 
 
Considere os seguintes equilíbrios que ocorrem em solução aquosa, a 25 ºC, e analise as seguintes 
proposições: 
 
HCl  H+ + Cl– (Ka = 1,010
+7) 
H2SO4  H
+ + HSO4
– (Ka = 1,010
+3) 
H2CO3  H
+ + HCO3
– (Ka = 4,310
–7) 
 
I. O ácido clorídrico é o que apresenta maior ionização. 
II. O ácido carbônico é um ácido mais forte que o ácido sulfúrico. 
 
 
 
III. A ordem de acidez para essas substâncias é HCl > H2SO4 > H2CO3. 
IV. O ácido sulfúrico possui uma maior tendência em liberar íons H+ que o ácido clorídrico. 
 
Estão corretas: 
 
a) III 
b) I, III e IV 
c) I, II e IV 
d) I e II 
e) I e III 
 
Questão 15 - (UCB DF) 
 
Grande parte dos fenômenos químicos de importância ocorrem em fase condensada, principalmente 
em ambiente aquoso. Em relação à água, às grandezas e às propriedades dos fenômenos químicos em 
solução aquosa, assinale a alternativa correta. 
 
a) Um ácido de Arrhenius, como HCl(aq), produz moléculas de hidroxônio em presença de água. 
b) Quanto mais forte for um ácido, em solução aquosa, maior o seu pKa. 
c) A água é uma substância que possui um comportamento anfiprótico, uma vez que ela pode se 
comportar como ácido e base, dependendo do sistema químico envolvido. 
d) A ingestão de um medicamento essencialmente composto por hidróxido de alumínio tem como 
objetivo a neutralização de excesso de ácido clorídrico no estômago. A equação química que 
expressa essa reação é a seguinte: 
AlOH + HCl → AlCl + H2O. 
e) Um óxido ácido, como o óxido de cálcio, em contato com água forma a cal extinta: Ca(OH)2. 
 
Questão 16 - (ENEM) 
 
Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração de energia. Dentre os 
gases gerados na combustão completa da borracha vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a 
chuva ácida. Para evitar que escapem para a atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma 
solução aquosa contendo uma substância adequada. 
Considere as informações das substâncias listadas no quadro. 
 
 
 
Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior eficiência os gasespoluentes é o(a) 
 
a) fenol. 
b) piridina. 
c) metilamina. 
d) hidrogenofosfato de potássio. 
e) hidrogenosulfato de potássio. 
 
 
 
TEXTO: 1 - Comum à questão: 17 
 
C8H18(l) + 
2
25
O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l) kJ 5471ºH −= 
 
A utilização de combustíveis derivados do petróleo, a exemplo da gasolina, uma mistura de 
hidrocarbonetos representada, de maneira simplificada, por C8H18(l), libera bilhões de toneladas de 
dióxido de carbono, CO2(g), para a atmosfera. Parte do dióxido de carbono é absorvido pelos oceanos 
ou pelas plantas para a realização da fotossíntese, e o restante compõe a atmosfera e, com outros 
gases, retém o calor utilizado para aquecer o Planeta. 
 
Questão 17 - (UNIC MT) 
 
I. CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) 
II. H2CO3(aq) + H2O(l) −3HCO (aq) + H3O
+(aq) Ka1 = 4,310
–7 
III. −3HCO (aq) + H2O(l) 
−2
3CO (aq) + H3O
+(aq) Ka2 = 5,610
–11 
 
A partir da análise do sistema em equilíbrio químico representado pelas equações químicas I, II e III, 
é correto afirmar: 
 
01. A dissolução do dióxido de carbono em água contribui para o aumento do pH dos oceanos. 
02. O ácido carbônico, H2CO3(aq), é um ácido mais fraco do que o ácido hidrogenocarbonato, 
−
3HCO (aq). 
03. O aumento da pressão exercida sobre o sistema aquático não altera o equilíbrio químico 
representado. 
04. A base −3HCO , conjugada do ácido H2CO3, é mais fraca do que a base
−2
3CO , conjugada do ácido 
−
3HCO . 
05. A adição de íons H3O
+(aq), ao sistema em equilíbrio representado por II, favorece a ionização do 
ácido carbônico, H2CO3(aq). 
 
Questão 18 - (UEL PR) 
 
Dois eletrodos conectados a uma lâmpada foram introduzidos em uma solução aquosa, a fim de que a 
luminosidade da lâmpada utilizada avaliasse a condutividade da solução. Desta forma, foram feitos 
dois experimentos, (A) e (B), conforme segue. 
No experimento (A), uma solução de NH4OH 0,1 mol/L foi adicionada a uma solução aquosa de HCl 
0,1 mol/L. 
No experimento (B), uma solução de NaOH 0,1 mol/L foi adicionada a uma solução aquosa de HCl 
0,1 mol/L. 
Dados: Kb do NH4OH = 1,75  10
–5 
Ordem decrescente de condutividade iônica na solução: H+ > OH– > NH +4 > Na
+ 
 
a) Com base no enunciado, associe os experimentos (A) e (B) com as Figuras I e II, a seguir, que 
representam a variação contínua da luminosidade da lâmpada ao longo do volume adicionado de 
solução. 
 
 
 
 
b) Explique o fenômeno observado nas Figuras I e II e descreva suas respectivas equações 
químicas. 
 
Gab: 
a) O experimento (A) está associado à figura II, enquanto o experimento (B) está associado à figura 
I. 
b) As equações químicas são 
Figura I: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Figura II: HCl(aq) + NH4OH(aq) → NH4Cl(aq) + H2O(l) 
No início, antes de qualquer adição de solução, tem-se apenas solução aquosa de HCl em ambos 
os experimentos (A) e (B). Como HCl é um ácido forte, a maior parte está presente na forma de 
íons, contribuindo para a elevada luminosidade inicial (Figuras I e II). Na Figura I, à medida que 
a base NaOH é adicionada à solução aquosa de HCl, ocorre o consumo deste ácido formando 
NaCl e H2O, ou seja, diminui a quantidade de íons H
+ e, consequentemente, a luminosidade. 
Após o consumo total de toda a quantidade de H+ (ponto mínimo da curva da Figura I) e 
prosseguindo com a adição de base, tem-se um excesso de NaOH na solução. Sabendo-se que 
NaOH é um eletrólito forte, a luminosidade aumenta linearmente, devido à presença de grande 
quantidade de íons OH–. Na Figura II, tem-se a adição de NH4OH à solução aquosa de HCl e o 
mesmo raciocínio anterior é válido até o ponto de mínimo da curva (consumo de toda a 
quantidade de íons H+). Com o excesso de NH4OH, por ser um eletrólito fraco, a quantidade de 
íons é menor e a luminosidade aumenta de forma menos pronunciada. 
 
Questão 19 - (ACAFE SC) 
 
A amônia pode ser utilizada na síntese de fertilizantes, explosivos e produtos de limpeza. Já o 
hidróxido de sódio pode ser utilizado para desentupir encanamentos, na produção de sabões e 
detergentes e na extração de celulose nas indústrias de papel. Em 1L de uma solução aquosa de 
hidróxido de sódio de concentração 0,15 mol/L foram adicionados 0,1 mol de amônia. 
Dados: Considere que o volume da solução permaneça constante; constante Kb = 1,810–5. 
 
Assinale a alternativa que contém concentração aproximada dos íons amônio. 
 
a) 1,810–5 mol/L 
b) 1,210–5 mol/L 
c) 1,510–5 mol/L 
d) 1,810–6 mol/L 
 
Questão 20 - (FGV SP) 
 
Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior quantidade na 
atmosfera, apresentando-se na forma do íon de ferro 3+ hidratado, [Fe(H2O)6]
3+. O íon de ferro na 
atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação 
 
[Fe(H2O)6]
3+  [Fe(H2O)5OH]
2+ + H+ 
 
 
 
(Química Nova, vol. 25, n.º 2, 2002. Adaptado) 
 
Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições atmosféricas 
foi realizado em um reator de capacidade de 1,0 L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O6) 
]3+ e, após a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05 mol de íons H+. A constante de 
equilíbrio dessa reação nas condições do experimento tem valor aproximado igual a 
 
a) 2,510–1. 
b) 2,510–3. 
c) 2,510–4. 
d) 5,010–2. 
e) 5,010–3. 
Gabarito 
1. Gab: B 
2. Gab: B 
3. Gab: 
4. Gab: A 
5. Gab: 21 
6. Gab: 
7. Gab: D 
8. Gab: A 
9. Gab: 
10. Gab: E 
11. Gab: E 
12. Gab: D 
13. Gab: E 
14. Gab: E 
15. Gab: C 
16. Gab: D 
17. Gab: 04 
18. Gab: 
19. Gab: B 
20. Gab: B