QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL REVISÃO DE …ricardo.gomes/Disciplinas/121/2009-2/... · QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL REVISÃO DE CONCEITOS, ESTEQUIOMETRIA - EXERCÍCIOS

QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL

REVISÃO DE CONCEITOS, ESTEQUIOMETRIA - EXERCÍCIOS

1. Uma amostra natural de gálio consiste de dois isótopos de massa 68,95 e 70,95 com abundância de 60,16% e 39,84%, respectivamente. Qual é a massa atômica média do gálio?

2. Silício é encontrado na natureza combinado com oxigênio para dar areia, quartzo, ágata e materiais similares. O elemento tem três isótopos estáveis. Massa Exata Abundância Relativa (%). 27,97693 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92,23 28,97649 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4,67 29,97376 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3,10Calcule a massa atômica média do silício a partir dos dados acima.

3 Antimônio cuja massa atômica é 121,75, um dos elementos conhecido dos antigos alquimistas, tem

dois isótopos estáveis: 121Sb (massa 120,90) e 123Sb (massa 122,90). Calcule as abundâncias relativas dos dois isótopos.

4. Magnésio é comumente extraído da água do mar. Magnésio - 24 é o isótopo mais abundante (78,99%); sua massa exata é 23,985. Se a massa atômica média do magnésio é 24,312, quais são as abundâncias relativas do magnésio - 25 (massa 24,986) e magnésio - 26 (massa 25,983)?

5. Uma moeda de um real tem uma espessura de 1,5 mm e um diâmetro de 24 mm. Quantas pilhas de

moedas da altura correspondente à distância Terra-Lua (3,84 x 108 m) pode-se fazer com um mol de

moedas? E correspondente à distância Terra-Sol (1,50 x 1011 m)? Qual a fração da superfície da

Terra ( 5,10 x 1012 m2) que seria coberta pelo conjunto de pilhas

6. Quantos mols estão presentes em cada um dos ítens seguintes:(a) 55,85 g de ferro (Fe)?(b) 46,0 g de dióxido de nitrogênio (NO2)?

(c) 1,00g de amônia (NH3)?

(d) 324 g de sacarose (C12H22O11)

7. Quantos gramas pesam cada um dos ítens seguintes:(a) 0,255 mol de gás carbônico (CO2)?

(b) 4,67 x 1022 moléculas de CO2?

(c) uma molécula de CO2?

8. Um composto com a fórmula M3N contém 0,673 g de N (nitrogênio) por grama do metal M. Qual é

a massa atômica de M? Qual é o elemento M?

9. Quantos gramas de CO2 são produzidas na combustão de 100 g de butano?

10. FeSO4 reage com KMnO4 em H2SO4 para produzir Fe2(SO4)3 e MnSO4. Quantos gramas de

FeSO4 reagem com 3,71 g de KMnO4?

10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

11. Um tablete de Sonrisal contém 324 mg de aspirina (C9H8O4), 1904 mg de bicarbonato de sódio

(NaHCO3) e 1000 mg de ácido cítrico (C6H8O7). ( os dois últimos compostos reagem entre si

provocando a efervescência, as bolhas de CO2, quando o tablete é colocado em água.) (a) Calcule o

número de mols de cada substância no tablete. (b) Se você toma um tablete, quantas moléculas de aspirina você está consumindo?

12. Alguns tipos de freon eram usados como propelente em latas de spray de tintas, spray fixadores de cabelo e outros produtos de consumo. Entretanto o uso de freons tem sido proíbido porque eles causam danos ambientais. Se existe 250 g de freon, CCl2F2, em uma lata de spray, quantas moléculas estará

você liberando para o ar quando esvaziar a lata?

13. Uma amostra de um certo composto contém 7,0 x 1022 mol de átomos de sódio, 3,5 x 1022 mol de

átomos de enxôfre e 1,4 x 1023 mol de átomos de oxigênio. Qual é a fórmula empírica (mínima) do composto?

14. Vitamina C é um composto que contém os elementos C, H e O. Determine a fórmula empírica da vitamina C a partir dos seguintes dados: 4,00 mg de vitamina sólida é queimada em oxigênio fornecendo 6 mg de CO2 e 1,632 mg de H2O.

15. Baunilha é um aromatizante muito comum. Ela tem a massa de 152 g / mol e é composta de 63,15% C e 5,30% H; o restante é oxigênio. Determine a fórmula molecular da baunilha.

16. Uma amostra de CaCl2 e NaCl, pesando 4,22 g foi dissolvida em água e a solução foi tratada com

carbonato de sódio para precipitar o cálcio como CaCO3. Após isolamento do CaCO3 sólido, ele foi

aquecido para liberar CO2 e formou 0,959 g de CaO. Qual é a percentagem em peso de CaCl2 na

amostra original de 4,22 g

17. Uma mistura de brometo de potássio (KBr) e brometo de sódio (NaBr) pesando 0,560 g foi dissolvida em água e então tratada com nitrato de prata (AgNO3). Todo o íon brometo da amostra

original foi recuperado na forma de 0,970 g de brometo de prata (AgBr). Qual é a fração em peso de KBr na amostra?

18. A nave estelar Enterprise da série Jornada das Estrelas usou como combustível B5H9 e O2. Os dois

reagem de acordo com a seguinte equação não balanceada: B5H9 (l) + O2 (l) B2O3 (s) + H2O(g)(a) Se um tanque de combustível contém 126 kg de B5H9, e o outro contém 192 kg de O2 líquido, que

tanque de combustível ficará vazio primeiro?(b) Quando um tanque de combustível está vazio, quanto combustível ainda tem no outro ?(c) Quando a reação terminar, quanto de água foi formado?

19. Um estudante no laboratório de química orgânica prepara brometo de etila, C2H5Br, reagindo

álcool etílico (C2H5OH) com tribrometo de fósforo (PBr3):

3 C2H5OH (l) + PBr3 (l) 3 C2H5Br (l) + H3PO3 (s)Foi dito a ele para reagir 34,0 g de álcool etílico (etanol) com 59,0 g de PBr3.

(a) Qual é o reagente limitante?(b) Qual é o rendimento teórico de C2H5Br?

(c) Se ele obteve 26,0 g, qual foi o seu rendimento?

20. (P1 99/1) O metiltrioxorênio (MTO) é um catalisador bastante utilizado em algumas reações químicas. Sua análise mostrou a seguinte composição: H 1.21%, C 4.82%, O 19.26%, Re 74.71%. Qual é a sua fórmula mínima?

Leitura complementar:

Brady, volume 1, capítulo EstequiometriaEbbing, volume 1, capítulos Química e Medidas (Introdução à Química), Átomos, Moléculas e Íons (Reações Químicas: Equações) e Cálculos com Fórmulas e Equações QuímicasKotz, volume 1, parte 1, capítulos Moléculas e Compostos, Princípios de Reatividade: Reações Químicas, EstequiometriaMahan, capítulo Estequiometria e a Base da teoria AtômicaBueno, capítulo Alguns Conceitos

REVISÃO DE CONCEITOS, ESTEQUIOMETRIA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

1. 69,75 u ou 69,75 g/mol2. 28,08551 u

3. Sb121 : 57,50% e Sb123 : 42,50%

4. Mg25 : 9,31% e Mg26 : 11,70%

5. Terra-Lua: 2,35 x 1012 pilhas (dois trilhões, trezentos e cinqüenta bilhões de pilhas)0,0208% da superfície da Terra seria coberta pelas pilhas.

Terra-Sol: 6,02 x 109 pilhas (seis bilhões e vinte milhões de pilhas)

5,34 x 10-5% (0,0000534%) da superfície da Terra seria coberta pelas pilhas.

6. a) 1 mol de Fe; b) 1 mol de NO2; c) 5,87 x 10-2 mol de NH3; d) 0,947 mol de C12H22O11

7. a) 11,2 g; b) 3,41 g; c) 7,31 x 10-23g8. a) 6,93 g/mol = Lítio9. 303 g CO210. 17,8 g FeSO4

11. a) 1,8 x 10-3 mol de aspirina; 2,27 x 10-2 mol NaHCO3; 5,21 x 10-3 mol de ácido cítrico.

b) 1,08 x 1021 moléculas.

12. 1,24 x 1024 moléculas.13. Na2SO414. C3H4O3

15. C8H8O316. 45,0% de CaCl217. 0,379 é a fração em peso de KBr.18. a) O2 é o reagente limitante; b) 63 kg de B5H9 sobrando; c) 81 kg H2O

19. a) O reagente limitante é o PBr3; b) 71,2 g C2H5Br; c) 36,5%.

20. CH3ReO3QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL

REVISÃO DE CONCEITOS, SOLUÇÕES - EXERCÍCIOS

1. Defina: (a) Solução, (b) Soluto, (c) Solvente, (d) Solução diluída, (e) Solução concentrada, (f) Solução saturada.

2. Calcule a concentração, em mol/L, da cada uma das seguintes soluções: (a) 1,00 g de NaCl dissolvido em 1,00 litro de solução. (b) 1,00 g de H2SO4 dissolvido em 1 litro de solução. (c) 4,00 g

de NaOH dissolvidos em 55,0 mL de solução.

3. Determine a fração molar de benzeno, C6H6, nas seguintes soluções: (a) 1,00 g de C6H6 mais 1,00 g

de CCl4; (b) 4,00 g de C6H6 mais 4,00 g de CCl4 mais 4,00 g de CS2.

4. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,2 mol/L de glicose, C6H12O6, a partir de 300 g de água.

5. Ácido sulfúrico concentrado tem a densidade de 1,84 g/cm3 e é 95% em massa de H2SO4. Qual é a

sua concentração em mol/L?

6. Suponha que 0,10 mol de NaCl, 0,20 mol de MgCl2 e 0,30 mol de FeCl3 são adicionados a um

volume de água suficiente para fazer 0,500 litros de solução. Qual é a concentração, em mol/L, do íon

Cl- na solução?

7. Quantos mililitros de solução de HCl 1,00 mol/L devem ser adicionados a 50,0 mL de solução de HCl 0,500 mol/L, para se obter uma solução cuja concentração é 0,600mol/L?

8. Juntando-se 500 mL de solução 0,4 mol/L e 300 mL de solução 0,5 mol/L do mesmo soluto e diluindo-se a solução obtida a 1 L, qual a molaridade final?

9. 5,00 g de NaOH foram dissolvidos em 1,000 L de solução. Uma alíquota de 20,00 mL dessa solução exigiu 10,24 mL de HCl 0,1024 mol/L para se titular. Determinar o grau de pureza do NaOH usado.

10. (P1 99/1) Foi solicitado a um estudante que preparasse a seguinte solução: 1,63 g de carbonato de sódio anidro, Na2CO3, dissolvido em água e diluído a 200 mL. Calcule a molaridade da solução.

11. (P1 99/2) Uma maneira de se determinar a quantidade de íons Ag+ em uma solução é a sua

precipitação (virtualmente completa) com cloretos, segundo a equação Ag+ (aq) + Cl- (aq) ® AgCl (s).

Uma solução de concentração desconhecida de Ag+ foi precipitada pela adição de HCl e a massa de AgCl recuperada foi de 0,405 g. Se o volume inicial da solução era de 300 mL, determine a

concentração de íons Ag+ na solução de partida.

Leitura complementar:Brady, volume 1, capítulo Reações Químicas em Solução AquosaEbbing, volume 1, capítulos Átomos, Moléculas e Íons (Reações Químicas: Equações), Reações Químicas: Introdução, Cálculos com Fórmulas e Equações Químicas (Operações com Soluções)Kotz, volume 1, parte 3, capítulo Soluções e Comportamento das SoluçõesBueno, capítulo Soluções

REVISÃO DE CONCEITOS, SOLUÇÕES - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

2.a) 1,71 x 10-2 mol/L; b) 1,02 x 10-2 mol/L c) 1,82 mol/L3. a) xbenzeno = 0,664; b) xbenzeno = 0,395

4. 10,8 g5. 17,84 mol/L6. 2,8 mol/L7. 12,5 mL de HCl8. 0,35 mol/L9. 40%10. 0,0769 mol/L

11. 9,43 x 10-3 mol/L


ESTADO GASOSO - EXERCÍCIOS

1. Suponha que 1,00 g de cada um dos gases _ H2, O2, e N2 _ sejam colocados conjuntamente em um

recipiente de 10,0 litros a 125ºC. Considere o comportamento ideal e calcule a pressão total em atmosferas.

2. Suponha que 0,157 g de um certo gás coletado sobre água ocupa um volume de 135 mL a 25ºC e 745 mmHg. Considerando o comportamento ideal, determine a massa molecular do gás. A pressão de vapor d’água nessa temperatura é de 24 mm Hg.

3. Um gás tem densidade de 1,85 g/L a 25ºC e 740 mmHg. Qual é a sua massa molecular?

4. 23,2 mL de uma amostra de um gás pesaram 0,028 g a 24ºC e 692 torr. Qual é a massa molecular aproximada do gás?

5. 30,0 g de CO2, 42,0 g de N2 e 48,0 g de SO2 são misturadas em um recipiente, no qual exercem

uma pressão total de 960 torr. Ache a pressão parcial de cada gás.

6. Que volume do gás a 250ºC e 1,0 atm seria formado pela decomposição de 5,0 g de nitrato de amônio, de acordo com a equação: 2 NH4NO3 (s) 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g).

7. 168 mL de CO2, medidos a 760 mmHg e 290ºC são resfriados a 0ºC mantendo-se a pressão

constante. Determine o volume ocupado pelo gás, nestas condições.

8. Quantos: (a) mols de C3H8; (b) moléculas de C3H8; (c) átomos de carbono; (d) mols de átomos

de hidrogênio; (e) litros em CNTP; (f) litros a 77ºC e sob pressão de 60,0 cmHg; estarão contidos em 1,76 g de C3H8, supondo-se que é um gás ideal?

9. A análise elementar de um certo composto é 24,3% de C, 4,1% de H e 71,6% de Cl. Se 0,132 g deste composto ocupa 41,4 mL a 741 mmHg e 86ºC, qual a fórmula molecular que lhe corresponde?

10. Suponha que 40.0 mL de hidrogênio e 60,0 mL de nitrogênio, ambos nas CNTP , são transferidos para um mesmo balão com volume de 125 mL. Qual a pressão da mistura a 0ºC?

11. Um gás ideal, sob pressão de 1 atm, foi colocado num bulbo de volume V. Abriu-se uma torneira e o gás expandiu-se para dentro de outro bulbo de volume 0,5 litros. Quando se estabeleceu o equilíbrio, à temperatura constante, a pressão era de 530 mmHg. Qual o volume do 1º bulbo?

12. Calcule a pressão exercida por 10 g de CO2 quando mantidas a 35ºC num recipiente de 3 litros de

capacidade.

13. A 318 K e 1 atm , o N2O4 se dissocia em 2 NO2 sendo o grau de dissociação 38%. Calcular a

pressão desenvolvida em um recipiente de 20 litros, contendo 1 mol de N2O4, quando o recipiente é

aquecido a 318 K.

14. Um cilindro para armazenamento de gases contém oxigênio sob pressão de 130 atm na temperatura de 25ºC. Um litro de oxigênio medido sob pressão de 30 atm a 25ºC foi retirado do cilindro, registrando-se uma diminuição de 0,75 atm no cilindro. Calcular o volume do cilindro.

15. Calcule a densidade de uma mistura constituída por 5 g de argônio, 38 g de neônio e 45 g de xenônio. Qual o volume ocupado pela mistura nestas condições e qual a pressão parcial de cada componente? Sistema na CNTP.

16. Borbulha-se nitrogênio gasoso em água a 15ºC e em seguida o gás é recolhido num volume de 750

cm3. A pressão total do gás que está saturado com vapor d’água é de 740 mmHg a 25ºC. A pressão de vapor d’água nessa temperatura é de 24 mmHg. Quantos mols de nitrogênio existem nessa amostra? Qual será o volume dessa amostra nas condições normais de T e P?

17. Uma mistura de 0,150 g de H2, 0,700 g de N2 e 0,340 g de NH3 exercem uma pressão de 1 atm, a

27ºC. Calcule:(a) a fração molar de cada componente.(b) a pressão parcial de cada componente.(c) o volume total da mistura.

18. O cloro pode ser preparado oxidando-se o íon cloreto pelo MnO2, segundo a reação:

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + 2 H2O + Cl2Qual o volume máximo de gás cloro, nas CNTP, que pode ser preparado a partir de 100g de MnO2.?

19. Se tetraborano (B4H10) é tratado com oxigênio puro, ele queima dando anidrido bórico (B2O3) e

água (H2O).

2 B4H10 (g) + 11 O2 (g) 4 B2O3 (s) + 10 H2O (g)Se uma amostra de 0,050 g de tetraborano queima completamente em oxigênio, qual será a pressão da água em estado gasoso em um frasco de 4,25 litros a 30,0ºC?

20. (a) Se 1,0 x 103 g de urânio (U) são convertidos a hexafluoreto de urânio (UF6), que pressão de

UF6 será observada a 32ºC em uma câmara que contenha um volume de 3,0 x 102 litros?

(b) Que volume o UF6 ocuparia nas CNTP?

21. Hidrazina (N2H4) reage com oxigênio (O2) de acordo com a equação:

N2H4 (g) + O2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g)Suponha que o oxigênio para combustão da hidrazina estará em um tanque de 450 litros à 26ºC. Se você deseja a combustão completa de uma amostra de 10 kg de hidrazina, a que pressão deverá encher o tanque para ter oxigênio suficiente?

22. (P1 99/1) Nitroglicerina é um líquido sensível a choque que detona através da reação4 C3H5(NO3)3 (l) 6 N2 (g) + 10 H2O (g) + 12 CO2 (g) + O2 (g)Calcule o volume total de produto gasoso, a 1,48 atm e 100ºC, da detonação de 1,0 g de nitroglicerina.

23. (P1 99/1) Analise cada afirmação e diga se é falsa ou verdadeira. Justifique sua resposta.(a) Gases reais se comportam mais como gases ideais a medida que a temperatura é aumentada.(b) Se n e T são mantidos constantes, um aumento em P resulta em um aumento em V.(c) Se P e T são mantidos constantes, um decréscimo em n resulta em um decréscimo em V.(d) A 1,00 atm e 298 K, cada molécula de gás tem exatamente a mesma velocidade.(e) Na mesma temperatura e pressão, o gás nitrogênio (N2) é mais denso que o gás amônia (NH3).

24. (P1 99/2) 3. Explique o porquê da não existência de gases verdadeiramente ideais. Sob que condições se pode fazer a aproximação gás real = gás ideal? O que acontece se baixarmos continuamente a temperatura de um gás considerado ideal?

25. (P1 99/2) O ar é composto de 80% de N2 e 20% de O2.

a) imaginando uma "molécula" de ar com essa composição, determine a sua massa molecular médiab) qual a densidade do ar a 1 atm e 25° C?

Leitura complementar:Brady, volume 1, capítulo GasesEbbing, volume 1, capítulo O Estado GasosoKotz, volume 1, parte 3, capítulo GasesMahan, capítulo Propriedades dos GasesBueno, capítulo Gases

ESTADO GASOSO - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

1. Pt = 1,83 atm

2. 30 g/mol3. 46 g/mol4. 32 g/mol5. pCO2 = 223 torr, pN2 = 491 torr, pSO2 =245 torr

6. 9,4 L

7. 81,5 mL = 8,15 x 10-2 L

8. a) 4 x 10-2 mol b) 2,41 x 1022 moléculas C3H8 c) 7,22 x 1022 átomos C d) 0,32 mol de átomos de

hidrogênio e) 0,896 L f) 1,46 L9. C2H4Cl210. 0,800 atm11. 1,15 L12. 1,9 atm13. P = 1,8 atm14. 40 L15. d = 1,7 g/L; V = 53L; pAr = 0,053 atm, pNe = 0,80 atm; pXe = 0,15 atm

16. nN2 = 0,03 mol; V = 0,65 L

17. a) x H2 = 0,625; x N2 = 0,208; x NH3 = 0,167 b) pH2 = 0,625 atm; pN2 = 0,208 atm;; pNH3 =

0,167 atm; c) V = 2,95 L

18. 25,7 L

19. 2,75 x 10-2 atm20. a) 0,35 atm; b) 94 L 21. 17,0 atm22. 0,66 L25. a) 28,8 g/mol b) 1,18 g/L


TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOS 1. Por que U e H são aproximadamente iguais nos processos de fusão e de congelamento, mas são diferentes nos processos de vaporização e condensação? 2. Para quais dos seguintes processos são significativamente diferentes as medidas de U e H?a) fusão do CO2 sólido b) sublimação do naftaleno sólido c) CaO sólido e CO2 gasoso juntos para

formar CaCO3 sólido d) HCl gasoso e NH3 gasoso combinados para formar NH4Cl sólido e) H2 gasoso e Cl2 gasoso combinados para formar HCl gasoso.

3. Quando uma determinada reação se verifica a volume constante, 10,0 kJ de calor são absorvidos pelo sistema das vizinhanças. Calcule o valor de a) q b) U c) H d) w 4. Uma determinada reação se realiza a pressão constante. Se 8,0 kJ de calor são absorvidos pelo sistema, e 3,0 kJ de trabalho são realizados pelo sistema sobre as vizinhanças, qual é o valor de a) q b) U c) H d) w 5. Uma determinada reação se realiza a pressão constante. Se 8,0 kJ de calor são liberados pelo sistema, e 2,0 kJ de trabalho são realizados pelo sistema sobre as vizinhanças, qual é o valor de a) q b) U c) H d) w 6. Calcule o calor de formação do etano a partir do carbono e do hidrogênio, conhecendo o calor de combustão do etano e os calores de formação da água e do gás carbônico. Hcomb (etano) = - 372,82 kcal/mol

Hf (H2O) = - 68,32 kcal/mol

Hf (CO2) = - 94.05 kcal/mol

7. Sabe-se que o calor de formação do Fe2O3 (s) e do Al2O3 (s) é - 196,5 e - 399,1 kcal/mol,

respectivamente. A partir destes dados determine o calor de reação de :Fe2O3 (s) + 2 Al(s) 2 Fe(s) + Al2O3 (s) 8. Escreva as equações termoquímicas mostrando o calor de combustão molar para as seguintes substâncias, sendo dados seus calores de combustão por grama: naftaleno (C10H8), 9,63 kcal/g;

sacarose (C12H22O11), 3,94 kcal/g.

9. Determine as entalpias padrões de formação das substâncias sublinhadas. Exceto onde estiver

assinalado, todas as substâncias estão no estado gasoso.a) C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O (l) H = - 368,4 kcal/mol

b) C6H6 + 15/2 O2 6 CO2 + 3 H2O (l) H = - 782,3 kcal/mol

c) CH3NO2 + 7/4 O2 CO2 + 3/2 H2O(l) + NO2 H = - 169,2 kcal/mol

DADOS: Hf (kcal/mol): CO2 = - 94,05; NO2 = + 8,09; H2O(l) = - 68,32

10. Calcule a entalpia da ligação N-H, como ela se apresenta no NH3, a partir dos seguintes dados:

(todas as substâncias estão no estado gasoso) 2 NH3 + 11/2 O2 N2 + 3 H2O H = - 182,8 kcal

3 H2O 11/2 O2 + 3 H2 H = 204,9 kcal

N2 2 N H = 170 kcal

3 H2 6 H H = 309 kcal

11. Calcule a entalpia de formação do H2SO4 (l) utilizando as seguintes informações:

Hf H2O (l) = - 68,32 kcal/mol; Hf SO2 (g) = - 70,9 kcal/mol;

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) H = - 46,8 kcal/mol

SO3 (g) + H2O(l) H2SO4 (l) H = - 21 kcal/mol

12. Qual é o calor necessário para elevar a temperatura de 146 g de cobre de 46,1 a 98,2ºC. A

capacidade calorífica do Cu (s) é 24,4 J.K-1.mol-1.

13. Calcule a quantidade de calor liberado por uma peça de prata pesando 42,1 g quando se esfria de

14,0 a - 32,1ºC. A capacidade calorífica da Ag(s) é 25,4 J.K-1.mol-1.

14. Uma peça de ouro à temperatura do corpo (37,00ºC) é jogada em 20,0 g de água a 10,00ºC. Se a temperatura final for 10,99ºC qual será a massa da peça?

Capacidade calorífica do Au (s): 25,4 J.K-1.mol-1.

Capacidade calorífica da H2O(l); 75,3 J.K-1.mol-1.

15. Quando 10,0 g de um certo metal a 90,0ºC são adicionados a 30,0 g de água a 20,0ºC, a temperatura final é 24,0ºC. Considerando o calor específico da água como sendo 1,00 cal/gºC, determine:a) a quantidade de calor absorvido pela água.b) o calor específico do metal.

16. S para uma certa reação é 100 J K-1 mol-1. Se a reação ocorre espontaneamente, qual deve ser o sinal de H para o processo?

17. Suponha que para um dado processo o valor de H é 50 kJ, e que o valor de S é 120 J K-1 mol-1. O processo é espontâneo a 25ºC?

18. Calcule G para uma reação a 300 K que tem H igual a - 109,2 kcal e S igual a 32,6 J K-1. 19. Determine se cada um dos seguintes processos ocorrerá espontaneamente a 25°C:a) G para o sistema = - 3,5 kJ.

b) H = - 16,4 kcal e S = 11,4 cal K-1.

c) H = 42,2 kcal, e S = - 8,1 cal K-1.

d) H = 19,2 kJ, e S = 41,6 J K-1.

e) H = 86,4 kJ, e S = 8,9 J K-1. 20. (P1 99/1) A variação em energia para a combustão de 1 mol de metano (CH4) em um cilindro, de

acordo com a reação CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) é - 892,4 kJ. Se

um pistão está conectado, o cilindro executa 492 kJ de trabalho de expansão devido à combustão. Quanto calor é trocado pelo sistema? 21. (P1 99/2) O que é o calor de formação? Por que ele é igual a zero para elementos na sua forma mais estável na temperatura e pressão indicadas? 22. (P1 99/2) Um determinado processo é realizado a pressão constante, na temperatura de 27°C. O calor que entra no sistema é de 5 kJ, enquanto que o sistema realiza um trabalho de 10 kJ.a) qual é a variação de energia do sistema?b) se a variação de volume nesse processo foi de 10 L, qual era a pressão externa?c) qual o sinal da variação de entropia para este caso? Explique.d) se o valor absoluto dessa variação de entropia for de 10 J/K, qual será o valor da variação de energia livre? O processo é espontâneo ou forçado? Justifique.e) qual seria o calor trocado se o mesmo processo fosse realizado a pressão variável mas a volume constante? Leitura complementar:Brady, volume 2, capítulo Termodinâmica QuímicaEbbing, volume 1, capítulo TermoquímicaKotz, volume 1, parte 1, capítulo Princípios de Reatividade (Energia e Reações Químicas)Mahan, capítulo Termodinâmica QuímicaBueno, capítulo Termodinâmica Química

TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 2. b, c, d3. q = + 10,0 kJ; U = + 10,0 kJ; H = + 10,0 kJ; w = 04. q = + 8,0 kJ; U = + 5,0 kJ; H = + 8,0 kJ; w = - 3,0 kJ5. q = - 8,0 kJ; U = - 10,0 kJ; H = - 8,0 kJ; w = - 2,0 kJ6. - 20,24 kcal/mol7. - 202,6 kcal/mol

8. Hcomb. (C10H8) = -1,23 x 103 kcal/mol; Hcomb. (C12H22O11) = -1,35 x 103 kcal/mol

9. a) - 24,66 kcal/mol b) +13,04 kcal/mol c) - 19,24 kcal/mol10. + 83,5 kcal/mol

11. - 207,02 kcal/mol12. 2,92 kJ13. - 457 J14. 24,7 g

15. a) 120 cal b) 0,182 cal.g -1.K-1

17. G = + 14,24 kJ processo não espontâneo18. G = - 466,7 kJ ou G = - 111,5 kcal19. a) G < 0 processo espontâneo b) G = - 19,8 kcal processo espontâneo c) G = + 44,6 kcal processo não espontâneo d) G = + 6,8 kJ processo não espontâneo e) G = + 83,75 kJ processo não espontâneo20. – 400,4 kJ22. a) – 5000 J b) 9,86 atm c) S > 0 d) G = 2000 J e) – 5000 J


CINÉTICA QUÍMICA - EXERCÍCIOS 1. Para cada uma das seguintes reações, indique como a velocidade de desaparecimento de cada reagente está relacionada com a velocidade de aparecimento de cada produto:a) H2O2 (g) H2 (g) + O2 (g)b) MnO2 (s) + Mn (s) 2 MnO (s)c) 2 C6H14 (l) + 13 O2 (g) 12 CO(g) + 14 H2O (g)

2. Se -d[N2]/dt, para a reação em fase gasosa N2 + 3 H2 2 NH3, é 2,60 x 10-3 mol.L-1.s-1,

qual é -d[H2]/dt?

3. Considere a combustão do H2 (g), 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g). Se o

hidrogênio é queimado à velocidade de 4,6 mol.s-1, qual é a velocidade de consumo de oxigênio? Qual é a velocidade de formação de vapor d’água? 4. A reação 2 NO(g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) é levada a termo em um recipiente

fechado. Se a pressão parcial do NO está decrescendo a uma velocidade de 30 mmHg. min-1, qual é a velocidade de mudança da pressão total do recipiente?

5. A velocidade de desaparecimento de H+ foi medida para a reação a seguir: CH3OH (aq) + HCl(aq) CH3Cl(aq) + H2O (l) metanol ácido clorídrico clorometano

Os seguintes dados foram coletados: Tempo (min) [H+] (mol/L) 0 . . . . . . . . . . . . . . 1,85 79 . . . . . . . . . . . . . . 1,67 158 . . . . . . . . . . . . . 1,52 316 . . . . . . . . . . . . . 1,30 632 . . . . . . . . . . . . . 1,00Calcule a velocidade média da reação para o intervalo de tempo entre cada medida.

6. Usando os dados fornecidos no exercício anterior, faça um gráfico de [H+] versus tempo. Desenhe tangentes à curva em t = 100 min e t = 500 min. Calcule as velocidades instantâneas nesses pontos. 7. Na reação hipotética, na qual a etapa determinadora da velocidade é A + 2 B C + D, qual será o efeito sobre a velocidade da reação quando : (a) se duplica a concentração de A; (b) se duplica a concentração de B.

8. A velocidade de uma certa reação B(g) P é 0,0050 mol.L-1.s-1, quando a concentração

de B é 0,200 mol.L-1. Qual é a constante de velocidade, k, se a reação é :a) de ordem zero em relação a B? b) de primeira ordem em relação a B? c) de segunda ordem em

relação a B? 9. Verifica-se, experimentalmente, que a velocidade de formação de C, pela reação 2 A(g) + B(g) C(g) independe da concentração de B e quadruplica, quando se dobra a concentração de A.

a) Escreva uma expressão matemática da lei da velocidade para esta reação.

b) Se a velocidade inicial de formação de C é 5 x 10-4 mol.L-1.min-1, quando as concentrações de A e

de B são 0,2 mol.L-1 e 0,3 mol.L-1 respectivamente, qual é a constante específica de velocidade?

c) Qual será a velocidade inicial quando as concentrações iniciais de A e de B forem 0,3 mol.L-1 e 0,5

mol.L-1, respectivamente? 10. Verificou-se experimentalmente, que a velocidade de uma reação química, entre as substâncias A e B, varia com as concentrações iniciais de A e de B, da seguinte maneira:

[A] (mol.L-1). [B] (mol.L-1) Veloc. inicial de formação do produto

1 1 2 x 10-3 mol.L-1.min-1

2 1 4 x 10-3 mol.L-1.min-1

1 2 4 x 10-3 mol.L-1.min-1

a) A partir destes dados, escreva uma expressão para a lei da velocidade, para esta reação, relacionando a velocidade com a concentração dos reagentes.b) Calcule a constante específica de velocidade para esta reação

11. Considere a reação do íon persulfato, S2O82-, com o íon iodeto, I-, em solução aquosa

S2O82-

(aq) + 3 I-(aq) 2 SO42-

(aq) + I3-(aq)

Em uma temperatura particular, a velocidade desta reação varia com a concentração do reagente da seguinte forma:

Exp. nº [S2O82-] mol.L-1 [I-] mol.L-1 - [S2O8

2-] / t mol.L-1.s-

1

1 . . . . . . . . . 0,038 . . . . . . . . . . . . 0,060 . . . . . . . . . . . . . . . . 1,4 x 10-5

2 . . . . . . . . . 0,076 . . . . . . . . . . . . 0,060 . . . . . . . . . . . . . . . . 2,8 x 10-5

3 . . . . . . . . . 0,076 . . . . . . . . . . . . 0,030 . . . . . . . . . . . . . . . . 1,4 x 10-5

a) Escreva a lei de velocidade para a velocidade de desaparecimento de S2O82-.

b) Qual é o valor da constante de velocidade para o desaparecimento de S2O82-?

c) Qual é a velocidade de desaparecimento de S2O82- quando [S2O8

2-] = 0,025 mol.L-1 e [I-] = 0,100

mol.L-1

d) Qual é a velocidade de aparecimento de SO42- quando [S2O8

2-] = 0,025 mol.L-1 e [I-] = 0,050

mol.L-1

12. Os dados a seguir foram medidos para a reação BF3 (s) + NH3 (g) F3BNH3 (g)

Exp. nº [BF3]o (mol.L-1) [NH3]o (mol.L-1) vo (mol.L-1.s-1)

1 . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,2130 2 . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . 0,125 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,1065 3 . . . . . . . . . 0,200 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0682 4 . . . . . . . . . 0,350 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,1193 5 . . . . . . . . . 0,175 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0596a) Qual é a lei de velocidade para a reação?b) Qual é a ordem global da reação?c) Qual é o valor da constante de velocidade para a reação? 13. Para a reação 2 N2O5 (g) 4 NO2 (g) + O2 (g), a energia de ativação, Ea, e a variação

de energia, G, são respectivamente, 100 kJ.mol-1 e - 23 kJ.mol-1. Desenhe o diagrama de energia para esta reação. 14. Como você explica o fato de que a reação CO(g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g),

a) Ocorre lentamente à temperatura ambiente, apesar de G = - 53 kcal?b) Ocorre rapidamente a altas temperaturas? 15. Explique brevemente, mas com clareza, por que:a) todas as colisões entre moléculas reatantes não levam à reação.b) a reação A(g) + B(g) produtos não é necessariamente de segunda ordem global.

c) a etapa lenta no mecanismo determina a velocidade global da reação. 16. Uma reação em solução é catalisada por metal. O que você esperaria que fosse um catalisador mais efetivo: um pedaço sólido de ferro metálico ou uma massa igual de limalha de ferro? Explique. 17. (P1 99/1) Os dados a seguir foram obtidos para a reação A + B + C Produtos:

Concentração inicial (mol.L-1) velocidade inicial (mol.L-

1.s-1) Experimento [A]o [B]o [C]o 1 1,25 1,25 1,25 8.7 2 2,50 1,25 1,25 17.4 3 1,25 3,02 1,25 50.8 4 1,25 3,02 3,75 457.0 5 3,01 1,00 1,15 ?(a) Escreva a lei de velocidade para esta reação.(b) Qual a ordem global da reação?(c) Determine o valor da constante de velocidade.(d) Prediga o valor da velocidade inicial para o experimento número 5. 18. (P1 99/1) a) Desenhe um diagrama de energia para uma reação exotérmica, catalisada e não catalisada. Assinale todos os possíveis parâmetros termodinâmicos e cinéticos.b) Um catalisador diminui a energia de ativação da reação inversa em 15 kJ/mol. Explique se e como a energia de ativação da reação direta será afetada. 19. (P1 99/2) Para a reação 2 A (g) + B (g) C(g) + D (aq) foram determinados os seguintes dados:

PA (atm) PB (atm) velocidade inicial (atm/s)

0,250 0,200 0,040

0,250 0,700 0,490

0,500 0,300 0,180 a) determine a lei de velocidade completa para a reaçãob) qual a sua ordem global?c) qual o sentido da variação de pressão no recipiente?d) para PA = 2 atm e PB = 1 atm (pressões iniciais) quais serão os limites inferior e superior da pressão

total? 20. (P1 99/2) Para a reação de formação da amônia N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 G = -373 kcal e Eat =

25 kcal.a) trace o diagrama de energia para esta reaçãob) trace o diagrama de energia para esta reação realizada na presença de um catalisador apropriado Leitura complementar: Brady, volume 2, capítulo Cinética QuímicaEbbing, volume 2, capítulo velocidades das ReaçõesKotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Cinética Química)Mahan, capítulo Cinética QuímicaBueno, capítulo Cinética Química

CINÉTICA QUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 1. a) - [H2O2] / t = [H2] / t = [O2] / t

b) - [MnO2] / t = - [Mn] / t = 1/2 [MnO] / t

c) - 1/2 [C6H14] / t = - 1/13 [O2] / t = 1/12 [CO] / t = 1/14 [H2O] / t

2. 7,80 x 10-3 molL-1s-1

3. vO2 = 2,3 mols-1 e vH2O = 4,6 mols-1

4. - 15 mmHgmin-1

5. 0 a 79 min . . . . . . . . . . . . . 2,2785 x 10-3

79 a 158 min . . . . . . . . . . . 1,8987 x 10-3

158 a 316 min . . . . . . . . . . 1,3924 x 10-3

316 a 632 min . . . . . . . . . . 0,9494 x 10-3

7. a) duplica; b) quadruplica

8. a) 5,0 x 10-3 molL-1 s-1; b) 2,5 x 10-2 s-1 c) 1,25 x 10-1 Lmol-1s-1

9. a) v = k[A]2 b) 1,25 x 10-2 Lmol-1min-1 c) 1,125 x 10-3 molL-1min-1

10. a) v = k[A][B] b) 2 x 10-3 Lmol-1min-1

11. a) v = k [S2O82-][I-] b) 6,14 x 10-3 Lmol-1s-1 c) 1,535 x 10-5 molL-1s-1 d) 1,535 x 10-5 molL-

1s-1

12. a) v = k [BF3][NH3] b) 2ª ordem c) 3,408 Lmol-1s-1

13.

17. a) v = k[A][B]2[C]2 b) 5 c) 2,85 L4mol-4s-1 d) 11,35 molL-1s-1

19. a) v = 4 s-1atm-2PAPB2 b) 3 c) diminui d) Pmáx = 3 atm, Pmín = 1 atm


EQUILÍBRIO QUÍMICO - EXERCÍCIOS 1. Escreva a lei de ação das massas, para Kc de cada um dos seguintes sistemas:

a) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)b) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)c) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)d) P4 (s) + 3 O2 (g) P4O6 (g)e) SnO2 (s) + 2 CO (g) Sn (s) + 2 CO2 (g)

f) NH3 (g) + H2O (l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

2. Calcule Kp para a reação PCl3 + Cl2 PCl5, sabendo que, no equilíbrio, as pressões parciais são

PCl3 = 0,2 atm, Cl2 = 0,1 atm e PCl5 = 1,2 atm.

3. Para o sistema 2 HI (g H2 (g) + I2 (g), encontrou-se que, se começamos com HI puro a uma

concentração de 0,50 mol/L, sua concentração no equilíbrio é 0,10 mol/L. Qual o Kc para a reação?

4. A 2.000o C, 1% do vapor d’água se acha decomposto em hidrogênio e oxigênio. Calcule Kc, para a

reação reversível H2O (g) H2 (g) + 1/2 O2 (g), começando com uma concentração de vapor d’água

de 1 mol por litro.

5. Um mol por litro de HCHO foi colocado num recipiente de reação e aquecido à temperatura de 500o

C, tendo se estabelecido o seguinte equilíbrio: HCHO (g) H2 (g) + CO (g). No equilíbrio, verificou-

se que o recipiente continha 0,20 mol de H2 por litro, a esta temperatura. Calcule a constante deste

equilíbrio. 6. Quando o calcáreo é aquecido, decompõe-se segundo a reação CaCO3 (s)CaO (s) + CO2 (g)

Encontrou-se que, quando se começa com 1,25 mol de CaCO3 em um recipiente de 5,0 litros a 1.000o

C, 40% do calcáreo se decompõe.a) No equilíbrio, qual é a [CO2]?

b) Qual é o Kc para a reação?

c) Quantos gramas de CaO são formadas? 7. A constante de equilíbrio para a reação CO(g) + H2O (g) H2 (g) + CO2 (g) é 4,0 a uma

determinada temperatura. Calcule a concentração de H2, a esta temperatura, sabendo que os materiais

usados inicialmente foram 2 mol de CO e 2 mol de H2O por litro

8. A uma certa temperatura, o COCl2, fosgênio, inicialmente a 1,0 mol/L está 50% dissociado,

formando CO e Cl2, de acordo com a reação COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g). Que quantidade de

COCl2 deve ser colocada num recipiente de 1 litro de modo que 25% do COCl2 total se dissocie nesta

temperatura? 9. Considere o equilíbrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 22,0 kcal. Uma mistura destas três

substâncias alcança o equilíbrio a 200o C. Preveja o sentido no qual o sistema se deslocará para restabelecer o equilíbrio se:a) 1 mol de H2 é removido

b) a pressão total é aumentada por adição de H2c) o volume do recipiente é reduzido

d) a temperatura é aumentada para 300o C 10. Assuma que a concentração de H2, I2 e HI pode ser medida para a seguinte reação a qualquer

momento.H2 (g)+ I2 (g) 2 HI(g). Sabendo que Kc = 60, para cada um dos seguintes conjuntos de

concentrações, determine se a reação está em equilíbrio e, caso não esteja, em que direção ela deve seguir para atingí-lo.a) [H2] = [I2] = [HI] = 0,010 mol/L

b) [HI] = 0,30 mol/L; [H2] = 0,01 mol/L; [I2] = 0,15 mol/L

c) [H2] = [HI] = 0,10 mol/L; [I2] = 0,0010 mol/L

11. De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios?a) H2 (g) + Br2 (g) 2 HBr H = - 16,8 kcal

b) C(diamante) C(grafite) H = - 900 cal

c) CO2 (g) + 2 SO3 (g) CS2 (g) + 4 O2 (g) H = 265 kcal

d) C(s) + 2 S(s) CS2 (g) H = - 30,6 kcal

12. Verificou-se que uma mistura em equilíbrio contém 0,6 mol de SO2, 0,2 mol de NO2, 0,8 mol de

SO3 e 0,3 mol de NO por litro. Quantos mols de NO2 por litro devem ser adicionados ao recipiente, a

fim de aumentar a concentração de NO no equilíbrio, para 0,5 mol/litro? A reação é SO2 (g) + NO2 (g)

SO3 (g) + NO(g) 13. Num recipiente de 1 litro estão em equilíbrio, 0,2 mol de I2, 0,6 mol de HI e 0,1 mol de H2,

implicados na reação H2 (g) + I2 (g) 2HI(g). Calcule a constante para este equilíbrio. Qual a nova

concentração de HI quando se adicionam 0,2 mol de H2 ao recipiente?

14. Dois mols de NO2 são colocados num recipiente de 1 litro e atingem o equilíbrio, a uma

temperatura em que Kc = 7,15, para a reação 2 NO2 (g) N2O4 (g). Quantos mols de NO2 existem

no equilíbrio?

15. Sabendo-se somente o valor de K, qual dos dois sistemas você escolheria para fixação de nitrogênio gasoso e porquê?

a) N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) Kc = 1 x 10-30 a 25o C

b) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kc = 5 x 108 a 25o C

16. O óxido nítrico (NO), um importante contaminador do ar, é formado a partir de seus elementos a altas temperaturas, tais como aquelas obtidas quando a gasolina queima em um motor de automóvel. A

2.000o C, Kc para a reação N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) é 0,10. Prediga a direção na qual o sistema se

deslocará para alcançar o equilíbrio a 2.000o C se começar coma) 1,62 mol de N2 e 1,62 mol de O2 em um recipiente de 2 litros.

b) 4,0 mol de N2, 1,0 mol de O2 e 0,80 mol de NO em um recipiente de 20 litros.

17. Para a reação 2 SO2(g) + O2 (g) 2 SO3 (g), Kp = 2,5 x 1024. Qual é a Kc para este equilíbrio a

25o C?

18. A 25o C, em uma mistura de N2O4 e NO2 em equilíbrio, a uma pressão total de 0,844 atm, a

pressão parcial do N2O4 é 0,563 atm. Calcule Kp e Kc para a reação N2O4 (g) 2 NO2 (g) 19. (P2 99/1) A reação N2O4 (g 2 NO2 (g) é deixada atingir o equilíbrio em solução a 25ºC. As

concentrações em equilíbrio são: [N2O4] = 0,405 mol/L e [NO2] = 2,13 mol/L.

a) calcule Kc para a reação

b) um adicional de 1,00 mol de NO2 é adicionado ao recipiente, cujo volume é 1 L e o sistema é

deixado até atingir novamente o equilíbrio, na mesma temperatura. Calcule as concentrações neste equilíbrio final. 20. (P2 99/1) Uma mistura reacional consistindo de 2,00 mol de CO e 3,00 mol de H2 foi colocada em

um reator de 1,0 L e aquecida a 1200 K. No equilíbrio, 0,478 mol de CH4 estavam presentes no

sistema cuja reação é . CO(g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O(g).

a) quais são as concentrações, no equilíbrio, de todas as substâncias presentes? b) qual é o valor de Kc?

21. (P2 99/1) A reação de fotossíntese é 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) e Hº = +

2802 kJ:mol. Supondo que a reação esteja em equilíbrio, diga, justificando, qual será o efeito de cada uma das seguintes perturbações no sentido do equilíbrio:a) a pressão parcial de O2 é aumentada.

b) o sistema é comprimidoc) a quantidade de CO2 é aumentada

d) a temperatura é diminuídae) a pressão parcial do CO2 é diminuída.

22. (P2 99/2) 1. Considere o seguinte equilíbrio: A(aq) B(aq) para o qual Kc = 0,1. Se em um litro de

solução adicionarmos 0,1 mol de A a 0,1 mol de B, quais vão ser as concentrações de A e B no equilíbrio?

23. (P2 99/2) A 25o C, 0,0560 mol de O2 e 0,020 mol de N2O foram colocados em um recipiente de

1,00 L e reagiram de acordo com a equação 2N2O(g) + 3O2(g) 4NO2(g). Quando o sistema atingiu

o equilíbrio, a concentração de NO2 encontrada foi de 0,020 mol/dm3.

a) Quais as concentrações do N2O e O2, no equilíbrio?

b) Qual o valor de Kc para essa reação, a 25oC?

24. (P2 99/2) Para o equilíbrio gasoso entre NO e O2 formando NO2, (2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) )

a constante de equilíbrio é Kc = 6,45 x 105.a) em que concentração de O2 as concentrações de NO2 e de NO são iguais?

b) em que concentração de O2 a concentração de NO2 é 100 vezes maior do que a concentração de

NO? Leitura complementar: Brady, volume 2, capítulo Equilíbrio QuímicoEbbing, volume 2, capítulo Reações Químicas e Equilíbrio (Equilíbrio Químico) Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Equilíbrios Químicos)Mahan, capítulo Equilíbrio QuímicoBueno, capítulo Equilíbrio Químico e Mecânico

EQUILÍBRIO QUÍMICO - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 2. 60 3. 4

4. 7,14 x 10-4

5. 0,056. a) 0,1mol/L b) 0,1 c) 28 g7. 1,33 mol/L8. 6 mol12. 0,625 mol/L13. Kc = 18; [HI] = 0,738 mol/L

14. 0,34 mol/L

17. 6,1 x 1025

18. Kp = 0,140; Kc = 5,73 x 10-3

19. a) 11,2 b [N2O4] = 0,64 mol/L , [NO2] = 2,66 mol/L

20. a) [CO] = 1,522 mol/L , [H2] = 1,566 mol/L, [CH4] = 0,478 mol/L , [H2O] = 0,478 mol/L b) 3,91

x 10-2

22. [A] = 0,182 mol/L , [B] = 0,018 mol/L23. a) [N2O] = 0,010 mol/L , [O2] = 0,041 mol/L b) 23,21

24. a) [O2] = 1,55 x 10-6 mol/L b) [O2] = 0,0155 mol/L


EQUILÍBRIO IÔNICO - EXERCÍCIOS

1. A concentração de íons H+ numa solução aquosa de HCN cuja concentração inicial é 1,0 mol/L é 2 x

10-5 mol/L. Qual o valor de Ka para HCN?

2. Qual o Ka para um ácido HA que está 0,5% dissociado em uma solução 1,0 mol/L?

3. Um ácido fraco HA tendo um Ka de 1 x 10-9 se dissocia em água segundo a reação HA H+ +

A- Quais as concentrações de todas as espécies numa solução contendo inicialmente 0,1 mol de HA por litro de solução?

4. Calcule a concentração de H+ produzida por uma solução de H2S: a) na primeira ionização; b) na

segunda ionização se [H2S]inicial = 0,1 mol/L. (Ka1 = 1,1 x 10-7, Ka2 = 1,0 x 10-14)

5. Calcule o pH das seguintes soluções de ácidos fortes: a) HCl 0,1 mol/L b) H2SO4 0,01 mol/L.

6. Calcule o Ka para os seguintes ácidos sendo dados os valores de pH da solução resultante: a)

HCOOH 0,48 mol/L pH = 2,0 b) C6H5COOH 0,30 mol/L pH = 2,35

7. São dados os pKa para os ácidos abaixo. Calcule o pH na solução 0,1 mol/L destes ácidos: a) HF

pKa = 3,25 b) HCOOH pKa = 3,38

8. Calcule o pH a 25o C das seguintes soluções de eletrólitos fortes: a) NaOH 0,01 mol/L b) 9 x 10-3

g/litro de Mg(OH)2 c) 2 g/litro de HNO3

9. Calcule o pH das soluções cujas concentrações de H3O+ são: a) 1 x 10-5 b) 2 x 10-4 c) 3,5 x 10-10

d) 7,5 x 10-2 e) 4 x 10-14. Quais destas soluções são ácidas e quais são básicas a 25o C?

10. Qual a concentração de íons hidróxido em uma solução que a 25o C tem pH de: a) 3,19 b) 9,87 c) 1,00 d) 11,41. 11. Quanto HCl 6,0 mol/L deve ser adicionado à quantidade necessária de água para se obter um litro de uma solução cujo pH seja 1,5?

12. Em certa solução a concentração de equilíbrio de CH3COOH é 0,3 mol/L e a de CH3COO- é 0,5

mol/L. Qual o pH da solução? (Ka = 1,795 x 10-5)

13. Calcule a concentração de íons acetato em uma solução de pH 4,4 na qual a concentração do ácido

é 0,1 mol/L. (Ka = 1,795 x 10-5)

14. Qual a percentagem de dissociação do ácido acético em soluções de concentração inicial: a)

0,35mol/L b) 0,035 mol/L c) 0,0035 mol/L. (Ka = 1,795 x 10-5)

15. Suponha que 0,23 mol de um ácido monoprótico desconhecido sejam dissolvidos em água suficiente para preparar 2,55 litros de solução. Se o pH da solução é 3,62, qual é a constante de dissociação do ácido?

16. Calcule a [H+], [H2PO4-], HPO4

2-], [PO43-], em uma solução cuja concentração inicial de H3PO4

é 1,0 mol/L. (Ka1 =7,5 x 10-3, Ka2 = 6,2 x 10-8, ,Ka3 = 2,2 x 10-12)

17. Suponha que 215 mL de solução contenham 0,1 mol de CH3COOH. a) Qual o pH da solução? b)

Qual o pH depois da adição de 0,12 mol de CH3COONa (suponha que não houve variação de volume)?

c) Qual é o pH se forem adicionados à solução (b) 0,01 mol de NaOH? (suponha que não houve

variação de volume). (Ka = 1,795 x 10-5)

18. Prepara-se uma solução dissolvendo-se NH3 em água. O pH da solução a 25o C é 11,27. Quantos

mols de NH3 foram dissolvidos por litro? (Kb = 1,8 x 10-5)

19. Quantos mols de cloreto de amônio deveriam ser adicionados a 25 mL de NH3 0,1 mol/L para

baixar seu pH até 8,5? (Kb = 1,8 x 10-5)

20. Pelas equações químicas mostre o efeito do íon comum numa solução que é 0,1 mol/L em HCl e 0,2 mol/L em CH3COOH. Calcule a concentração de íons acetato no equilíbrio desta mistura. (Ka =

1,795 x 10-5) 21. Calcule o pH de uma solução tampão, preparada misturando-se iguais volumes de NH3 0,2 mol/L e

NH4Cl 0,2 mol/L. (pKb = 4,74)

22. a) Quando se adicionam 0,05 mol de HCl a um litro de água, qual o pH? b) Compare este pH ao que se obtém quando se adicionam 0,05 mol de HCl a litro da solução tampão citada no exercício 21. 23. Qual é o pH de cada um dos seguintes tampões: a) CH3COOH 0,4 mol/L e CH3COONa 0,4 mol/L

b) NH3 0,7 mol/L e NH4NO3 0,7 mol/L?

24. Quantos mols de H+ podem ser adicionados a 100mL de um tampão que é 0,5 mol/L em ambos, CH3COONa e CH3COOH, antes que o pH da solução mude de uma unidade?

25. Classifique cada uma das soluções 1 mol/L, conforme seu caráter ácido, básico ou neutro. Escreva

uma ou mais equações justificando sua resposta: a) NH4Cl b) KCN c) NH4CN d) KCl.

Dados: Ka (NH4+) = 5,6 x 10-10, Kb (CN-) = 2,0 x 10-5.

26. O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65 a 25o C. Calcule o Ka do ácido

nitroso, HNO2.

27. A solubilidade do iodato de chumbo, Pb(IO3)2, é 4,0 x 10-5 mol/L a 25o C. Qual o Kps deste sal?

28. Haverá formação de precipitado de PbSO4, quando 100 mL de solução 0,003 mol/L de Pb(NO3)2

são misturados com 400 mL de solução 0,04 mol/L de Na2SO4? (KpsPbSO4 = 7 x 10-8)

29. Kps para o fluoreto de estrôncio a 25o C é 2,5 x 10-9. Calcule a solubilidade de SrF2 em água a

esta temperatura.

30. Calcule a solubilidade do hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, a 25o C em: a) água pura b) solução

tendo pH igual a 12,00. (Kps Mg(OH)2 = 8,9 x 10-12 nesta temperatura)

31. (P2 99/1) Calcule a solubilidade do CaF2 em

a) água pura b) solução 0.1 mol/L de Ca(NO3)2 c) solução 0.1 mol/L de NaF (Kps = 1,7 x 10-10)

32. (P2 99/1) Considere uma solução contendo 0.1 mol/L de íons cloreto e 0.01 mol/L de íons cromato. A essa solução, adiciona-se AgNO3.

a) qual dos sais, cloreto ou cromato de prata vai precipitar primeiro?b) quando o segundo sal começar a precipitar, qual vai ser a concentração do outro ânion ainda remanescente na solução? Admita que não há variação no volume da solução.

Dados os Kps: AgCl = 2,8 x 10-10, Ag2CrO4 = 1,9 x 10-12.

33. (P2 99/1) Haverá formação de precipitado (fluoreto de bário) quando volumes iguais de soluções de

fluoreto de sódio e nitrato de bário 0.04 mol/L forem misturados? Kps (BaF2) = 1,0 x 10-6. 34. (P2 99/1) Calcule o pH de uma solução cuja concentração inicial em H3PO4 é 0,01 mol/L (a

solução é suficientemente diluída para poder-se considerar dissociação completa).

35. (P2 99/2) A 10o C o produto iônico da água é 2,92 x 10-15. A água com pH = 7 nesta temperatura é ácida, alcalina ou neutra? Justifique. 36. (P2 99/2) Cloreto de sódio é adicionado, sem causar variação de volume, a uma solução contendo

Ag+ na concentração de 1,0 x 10-4 mol/L

a) para que concentração de Cl- será iniciada a formação de precipitado?

b) NaCl suficiente é adicionado até que a concentração de íons Cl- seja igual a 2,0 x 10-2 mol/L. Qual

é a concentração de Ag+? Qual a percentagem de Ag+ inicialmente presente que permanece na solução?

Dado: Kps(AgCl) = 2,8 x 10-10. 37. (P2 99/2) Haverá formação de precipitado (cloreto de prata, AgCl) quando volumes iguais de soluções de cloreto de sódio (NaCl) e nitrato de prata (AgNO3) 0,04 mol/L forem misturados? Se sim

quantos gramas de AgCl irão precipitar? Se não, quantos gramas de AgCl ainda podem ser adicionados à solução sem que haja formação de precipitado?

Dado: Kps(AgCl) = 2,8 x 10-10. 38. (P2 99/2) Para a grande maioria dos sais Kps aumenta com o aumento da temperatura. Isso equivale a dizer que a solubilização de um sal é um fenômeno endo ou exotérmico? Justifique. Leitura complementar:Brady, volume 2, capítulo Ácidos e Bases e Equilíbrio Ácido-Base em Solução Cinética QuímicaEbbing, volume 2, capítulo Reações Químicas e Equilíbrio (Ácidos e Bases, Equilíbrios Ácido-base, Equilíbrios de Solubilidade e Íons Complexos)Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Química dos Ácidos e Bases, Reações entre Ácidos e Bases, Reações de Precipitação)Mahan, capítulo Equilíbrios Iônicos em Soluções AquosasBueno, capítulo Reações Químicas

EQUILÍBRIO IÔNICO- RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

1. 4 x 10-10

2. 2,51 x 10-5

3. [HA] @ 0,1; [H+] = [A-] = 1 x 10-5 mol/L

4. a) 1,05 x 10-4 mol/L b) 1 x 10-14 mol/L5. a) 1 b) 1,7

6. a) 2,13 x 10-4 b) 6,75 x 10-5

7. a) 2,1 b) 2,28. a) 12 b) 10,5 c) 1,59. a) pH = 5,00; ácida b) pH = 3,70; ácida c) pH = 9,46; básica d) pH = 1,12; ácida e) pH = 13,40; básica

10. a) 1,55 x 10-11 mol/L b) 7,41 x 10-5 mol/L c) 1,00 x 10-13 mol/L d) 2,57 x 10-3 mol/L11. 5,27 mL12. 4,97

13. 4,51 x 10-2 mol/L14. a) 0,72% b) 2,26% c) 6,91%

15. 6,4 x 10-7

16. em mol/L: [H+] = 8,29 x 10-2; [H2PO4-] = 8,29 x 10-2; [HPO4

2-] = 6,2 x 10-8; [PO43-] = 1,64 x

10-18

17. a) 2,54 b) 4,82 c) 4,91

18. 0,193 mol NH3/L

19. 1,4 x 10-2 mol

20. 3,59 x 10-5 mol/L21. 9,2622. a) 1,3 b) 8,7823. a) 4,75 b) 9,26

24. 4,09 x 10-2 mol

26. 5,01 x 10-4

27. 2,56 x 10-13

28. PI = 1,92 x 10-5 > Kps = 7 x 10-8, portanto haverá precipitação

29. 8,55 x 10-4 mol/L

30. a) 1,3 x 10-4 mol/L b) 8,9 x 10-8 mol/L

31. a) 3,49 x 10-4 mol/L b) b) 2,06 x 10-5 mol/L c) 1,7 x 10-8 mol/L

32. a) cloreto b) 2 x 10-5 mol/L34. 1,535. ácida

36. a) 2,8 x 10-6 mol/L b) 1,4 x 10-8 mol/L; 0,014%37. precipitam 2,86g/L


BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX - EXERCÍCIOS

Balancear as equações redox abaixo. Dizer quem se oxida, quem se reduz, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor.

1. CrO42- + Fe(OH)2 CrO2

- + Fe(OH)3 (básico)

2. Cr2O72- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ (ácido)

3. SeO32- + Cl2 SeO4

2- + Cl- (básico)

4. ClO- + I- Cl- + I2 (básico)

5. MnO4- + H2C2O4 Mn2+ + CO2 (ácido)

6. MnO2 + Br- Mn2+ + Br2 (ácido)

7. I- + SO42- H2S + I2 (ácido)

8. Sn(OH)42- + CrO4

2- Sn(OH)62- + CrO2

- (básico)

9. Zn + NO3- Zn2+ + NH4

+ (ácido)

10. K2Cr2O7 + HI + HClO4 KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O

11. KNO3 + S SO2 + K2O + NO

12. Sn + HNO3 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

13. MnO4- + I- Mn2+ + I2 (ácido)

14. MnO4- + I- MnO2 + I2 (básico)

15. HNO2 + HI NO + I2 + H2O

16. NO2 + H2O HNO3 + NO

Leitura complementar: Brady, volume 1, capítulos Ligação Química: Conceitos Gerais e Reações Químicas em Solução AquosaEbbing, volume 1, capítulo Reações Químicas: Introdução (Reações de Oxidação-Redução e Equilíbrio das Reações de Oxidação-Redução )Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Reações de Transferência de Elétrons)Mahan, capítulo Reações de Óxido-ReduçãoBueno, capítulo Reações Químicas

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

1. CrO42- + 3Fe(OH)2 + 2H2O CrO2

- + 3Fe(OH)3 + OH-

2. Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

3. SeO32- + Cl2 + 2OH- SeO4

2- + 2Cl- + H2O

4. ClO- + 2I- + H2O Cl- + I2 + 2OH-

5. 2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

6. MnO2 + 2Br- + 4H+ Mn2+ + Br2 + 2H2O

7. 8I- + SO42- + 10H+ H2S + 4I2 + 4H2O

8. 3Sn(OH)42- + 2CrO4

2- + 4H2O 3Sn(OH)62- + 2CrO2

- + 2OH-

9. 4Zn + NO3- + 10H+ 4Zn2+ + NH4

+ + 3H2O

10. K2Cr2O7 + 6HI + 8HClO4 2KClO4 + 2Cr(ClO4)3 + 3I2 + 7H2O

11. 4KNO3 + 3S 3SO2 + 2K2O + 4NO

12. 4Sn + 10HNO3 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

13. 2MnO4- + 10I- + 16H+ 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O

14. 2MnO4- + 6I- + 4H2O 2MnO2 + 3I2 + 8OH-

15. 2HNO2 + 2HI 2NO + I2 + 2H2O

16. 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO


ELETROQUÍMICA - EXERCÍCIOS 1. Sem calcular ° determine se as seguintes reações ocorrerão espontaneamente, para concentrações unitárias.

a) 2 Fe3+ + Sn 2 Fe2+ + Sn2+

b) Cu + 2 H+ Cu2+ + H2

c) 3 Mg2+ + 2 Al 3 Mg + 2 Al3+

d) Ca2+ + Mg Ca + Mg2+

e) 6 Mn2+ + 5 Cr2O72- + 22 H+ 6 MnO4

- + 10 Cr3+ + 11 H2O

f) O2 + 4 Cl- + 4 H+ 2 H2O + 2 Cl2 2. Desenhe uma pilha galvânica em que ocorra a seguinte reação global:

Ni2+ (aq) + Fe (s) Ni (s) + Fe2+ (aq)a) faça o diagrama da célulab) indique o cátodo e o ânodoc) indique a direção do fluxo de elétronsd) indique a direção do fluxo de cátions e ânionse) se as concentrações dos íons são, cada uma 1 mol/L, qual o potencial da pilha?

3. Qual o melhor agente redutor? a) Ni ou Al? b) Br- ou I-? c) Sn ou Mn? d) Na ou Cr? e) Ag ou Cu?

4. Qual o melhor agente oxidante? a) Li+ ou Ca2+? b) H2O ou Al3+? c) Br2 ou H2O? d) Cl2 ou

ClO3-? e) MnO4

- ou Cr2O72-? f) PbO2 ou Hg2Cl2?

5. Quantos mols de elétrons seriam exigidos para reduzir 1 mol de cada um dos seguintes produtos indicados?

a) Cu2+ para Cu b) Fe3+ para Fe2+ c) MnO4- para Mn2+ d) F2 para 2 F- e) NO3

- para NH3 6. Quantos mols de elétrons seriam perdidos para oxidar 1 mol de cada um dos seguintes produtos indicados?

a) Cu+ para Cu2+ b) Pb para PbO2 c) Cl2 para 2 ClO3- d) H2O2 (peróxido de hidrogênio) para O2

e) NH3 para NO2-

7. Quantos mols de elétrons correspondem a: a) 8950 C? b) uma corrente de 1,5 A durante 30 s? c) uma corrente de 14,7 A durante 10 min? 8. Estabeleça quantos minutos seriam necessários para: a) fornecer 84200 C usando corrente de 6,30 Ab) fornecer 1,25 F usando uma corrente de 8,40 A c) produzir 0,50 mol de Al a partir de AlCl3 fundido

usando uma corrente de 18,3 A. 9. Quantos faradays (F) de eletricidade são necessários para produzir o seguinte: a) 10 mL de O2 (nas

CNTP) a partir de Na2SO4 aquoso? b) 10 g de Al a partir de AlCl3 fundido? c) 5 g de Na a partir de

NaCl fundido? d) 5 g de Mg a partir de MgCl2 fundido?

10. Quanto tempo seria necessário para depositar 35,3 g de Cr a partir de uma solução de CrCl3,

usando uma corrente de 6,00 A? 11. Que corrente é necessária para depositar 0,225 g de Ni a partir de uma solução de NiSO4, em 10

min? 12. Quantos gramas de O2 e H2 são produzidos em 1,0 h, quando se eletrolisa a água com uma corrente

de 0,50 A? Quais são os volumes de O2 e H2 medidos nas CNTP?

13. Que massa de prata é depositada sobre uma bandeja pela eletrólise de uma solução contendo íons

Ag+, por um período de 8 h, usando uma corrente de 8,46 A? Que área é recoberta, sabendo que a

densidade da prata é de 10,5 g/cm3 e a espessura do revestimento é de 0,0254 cm? 14. Um estudante montou um conjunto para eletrólise e passou uma corrente de 1,22 A através de uma solução 3 mol/L de H2SO4, durante 30 min. Ele recolheu o H2 liberado e encontrou que o volume

ocupado sobre a água, a 27º C, foi de 288 mL, a uma pressão total de 767 torr. Use estes dados para calcular a carga de um elétron, expressa em coulombs. Admita que o valor do Faraday é desconhecido. A pressão de vapor da água a 27ºC é de 26,6 mmHg.

15. Que corrente seria necessária para depositar uma camada de 1 m2 de cromo com uma espessura de 0,50 mm em 25 min, a partir de uma solução contendo Cr2(SO4)3? A densidade do Cr é 7,19 g/mL.

16. Calcule o volume de gas hidrogênio (H2), a 25ºC e 1 atm de pressão, que será coletado no cátodo

quando uma solução de sulfato de sódio (Na2SO4) é eletrolisada por 2,00 h com uma corrente de 10,0

A. 17. Determine o número de oxidação do íon de cromo em um sal desconhecido se, a eletrólise de uma amostra deste sal por 1,50 h com uma corrente de 10,0 A deposita 9,71 g do metal cromo no cátodo. 18. Ouro forma compostos nos estados de oxidação +1 e +3. Qual é o número de oxidação do ouro num composto que deposita 1,53 g de ouro metálico quando eletrolisado por 15 min com uma corrente de 2,50 A? 19. O magnésio pode ser eletrolisado de MgCl2 fundido. a) Escreva as semi-reações que ocorrem no

cátodo e no ânodo. b) Esquematize uma célula em que esta reação poderia ter lugar, indicando o cátodo e o ânodo. c) Preveja o sinal de G para a reação.

20. Calcule as constantes de equilíbrio para as seguintes reações das pilhas:

a) Ni (s) + Sn2+ (aq) Ni2+ (aq) + Sn (s)

b) Cl2 (g) + 2 Br- (aq) Br2 (aq) + 2 Cl- (aq)

c) Fe2+ (aq) + Ag+ (aq) Ag (s) + Fe3+ (aq) 21. Escreva as equações de Nerst e calcule e e e° para as seguintes reações:

a) Cu2+ (0,1 mol/L) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (1,0 mol/L)

b) Ni (s) + Sn2+ (0,5 mol/L) Ni2+ (0,01 mol/L) + Sn (s)

c) F2 (g) (1 atm) + 2 Li (s) 2 Li+ (1 mol/L) + 2 F- (0,5 mol/L)

d) Zn (s) + 2 H+ (0,1 mol/L) Zn2+ (1 mol/L) + H2 (1 atm)

e) 2 H+ (1,0 mol/L) + Fe (s) H2 (1 atm) + Fe2+ (0,2 mol/L)

22 Calcule °, e G para as seguintes reações de pilhas (não balanceadas):

a) Al (s) + Ni2+ (0,80 mol/L) Al3+ (0,020 mol/L) + Ni (s)

b) Ni (s) + Sn2+ (1,10 mol/L) Ni2+ (0,010 mol/L) + Sn (s)

c) Cu+ (0,050 mol/L) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (0,010 mol/L) Leitura complementar: Brady, volume 1, capítulo EletroquímicaEbbing, volume 2, capítulo EletroquímicaKotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Reações de Transferência de Elétrons)Mahan, capítulo Reações de Óxido-ReduçãoBueno, capítulo Eletroquímica

ELETROQUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 2. e) 0,19 V

7. a) 9,3 x 10-2 mol de e- b) 4,7 x 10-4 mol de e- c) 9,1 x 10-2 mol de e-

8. a) 222,8 min b) 239,3 min c) 131,8 min

9. a) 1,8 x 10-3 F b) 1,11 F c) 0,22 F d) 0,42 F10. 9 h e 6 min11. 1,23 A12. 0,150 g O2; 0,0187 g H2; 0,105 L O2; 0,209 L H2

13. 272,16 g Ag; 0,102 m2

14. 1,60 x 10-19 C

15. 1,33 x 104 A16. 9,11 L17. 318. 3

20. a) 5 203 b) 1,32 x 109 c) 3,21

21. a) = 1,07 V; º = 1,10 V b) = 0,16 V; º = 0,11 V c) = 5,94 V; º = 5,92 V d) = 0,70 V; º = 0,76 V e) = 0,46 V; º = 0,44 V22. a) º = 1,42 V, = 1,45, G = - 840 kJ b)º = 0,11 V, = 0,17 V, G = - 32,8 kJ c) º = 1,28 V, = 1,26 V, G = - 243,2 kJ


TABELA PERIÓDICA, PROPRIEDADES PERIÓDICAS - EXERCÍCIOS 1 - As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é , elas tem a mesma configuração

eletrônica.Coloque-as em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 2 - Procure na bibliografia indicada, os valores para o raio atômico e a energia de ionização para os elementos do grupo IA (1). (a) Usando estes valores mostre como o raio atômico influencia os valores da energia de ionização. (b) Usando os valores da energia de ionização (EI) para o elemento potássio explique por que a 2ª EI é quase oito vezes maior do que a 1ª EI. 3 - Como varia a energia de ionização ao longo da tabela periódica. 4 - Usando os valores de EI para os elementos do 2º período (que voce encontra na bibliografia), explique as irregularidades verificadas entre: (a) Be e B (b) N e O 5 - Explique como a energia de ionização e a eletroafinidade são medidas da tendência de um elemento para participar numa reação química com outros elementos.


NÚMERO QUÂNTICO, DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA - EXERCÍCIOS

1 - Complete as frases a seguir: (a) Quando n = 2, o valor de l pode ser _____ e ______. (b) Quando l = 1, o valor de ml pode ser _____, _____ e _____. E o subnível é denominado pela

letra _____. (c) Quando l = 2, ele é chamado subnível _____. (d) Quando um subnível é denominado s, o valor de l é _____ e ml tem o valor _____.

(e) Quando o subnível é denominado p, existem _____ orbitais . (f) Quando o subnível é denominado f, existem _____ valores de ml e existem _____

subníveis.2- Quantos elétrons podem ser acomodados em cada um dos seguintes subníveis: f, g, h? Qual é o mais baixo valor de n para uma camada que tem um subnível h? Quais são os valores de n permitidos para um subnível h? 3- Use a tabela periódica como guia para escrever as configurações eletônicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh, Ho, Sn. 4- Use a tabela periódica para chegar à estrutura eletrônica das camadas mais externas dos átomos: Si, Se, Sr, Cl, O, S, As, Ga. 5- Escreva a configuração eletrônica completa para Rb, Sn, Br, Cr, Cu. 6- O que é o fenômeno de paramagnetismo e diamagnetismo. 7- Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine o seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (s= +1/2) n = 3 l= 2 m= - 1 s = + 1/2 n = 5 l= 1 m = 0 s = - 1/2 n = 4 l= 1 m = - 1 s = + 1/2Dê o nome do respectivo elemento para cada símbolo químico que está na lista de exercício.


EXERCÍCIOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA

1. Considere a reação hipotética Na(s) + Cl2 (g) NaCl2 (s), onde o produto contém íons Na2+

e Cl-. Use dados de tabela e considere a energia de ligação no Cl2 como 38 kcal/mol, a segunda energia

de ionização do sódio, 1080 kcal/mol e admita a energia reticular do NaCl2 como sendo igual a do

MgCl2( - 596 kJ/mol). Estime o calor de formação do NaCl2 e comente sobre sua estabilidade.

2. Usando o ciclo de Born-Haber e equações balanceadas, escolha o produto sólido mais estável das seguintes reações; escolha também o produto menos estável possível. explique suas escolhas. (a) K(s) + Cl2 (g) (b) Mg(s) + Br2 (l) (c) Ca(s) + O2 (g) (d) Al(s) + Cl2 (g) (e) Al(s) + O2 (g) 3. A partir dos seguintes dados, calcule a afinidade eletrônica do Br. A energia liberada pela reação Na(s) + 1/2 Br2 (l) NaBr (s) é de 86,0 kcal. A energia necessária para vaporizar 1 mol de

Br2 (l) é de 7,3 kcal. O potencial de ionização do Na(g) é 118,5 kcal/mol. A energia de ligação do Br2 é 46,0 kcal/mol de ligação Br-Br. A energia da rede cristalina do NaBr é de 175,5 kcal/mol.

4. Explique as similaridades químicas entre cálcio e estrôncio (90Sr é encontrado em “fallout” radioativo e toma o lugar do Ca em ossos e dentes). 5. Dê as fórmulas dos seguintes compostos iônicos: (a) sulfeto de alumínio. (b) sulfato de amônio (c) nitrato de zinco

6. O íon fosfato é PO43-. Empregando a tabela periódica, faça a previsão das fórmulas empíricas dos

seguintes fosfatos iônicos: de potássio, de alumínio, de césio, de magnésio e de rádio. 7. (a) Misturando sódio e cloro elementares causa a formação de cloreto de sódio, enquanto misturando sódio e potássio não temos uma reação química. Por que? (b) Cloro e bromo podem reagir entre si, mas a espécie resultante não é iônica. Por que? 8. O composto Na2S2O3 é usado como agente fixador em fotografia.

(a) Quais são as cargas dos íons presentes? (b) Escreva a estrutura de Lewis para o ânion poliatômico. (c) Descreva a geometria do ânion poliatômico.

9. De a configuração eletrônica do estado fundamental das seguintes espécies: K+, Tl3+, Se2-, N3-,

Mn2+ e Co3+. 10. Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente covalentes: NH3,

MnF2,BCl3, MgCl2, BeI2, NaH?

11. Escreva a configuração eletrônica do estado fundamental do boro. Por que o boro forma 3 ligações em vez de somente uma. 12. Por que os elementos do segundo período nunca excedem o octeto nas suas camadas de valência? 13. Que é uma ligação covalente coordenada? Em que ela difere das outras ligações covalentes?

14. Mostre que cada uma das seguintes espécies contém uma ligação covalente coordenativa: NH4+,

S22-, H3O+, H3PO4.

15. Critique cada uma das afirmações: (a) Metais nos grupos 1A (1), 2A (2) e 3A (13) atingem configuração de gás nobre pela perda de 1, 2 e 3 elétrons, respectivamente. (b) O número de ligações covalentes formada por um átomo é igual ao número de elétrons desemparelhados no átomo gasoso isolado. (c) A energia de ligação de uma ligação dupla é duas vezes a energia da ligação simples entre os mesmos átomos. (d) A molécula linear X - Y - Z é apolar. 16. Faça uma previsão de qual molécula é polar: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, POCl3, BF3 e NF3. 17. Considere a molécula O2, utilizando a teoria do orbital molecular responda: se os elétrons são

sucessivamente removidos para dar a primeira, segunda, terceira,..., energias de ionização, onde você esperaria encontrar o maior salto na energia de ionização.

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