ALUNO: ________________________________________________ RA: _____________

CURSO ________________________________________________ SALA ____________

Profª. M.Sc. Renata Silva Trovão

trovao.renata@gmail.com

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ex. 1) (Russel, Exemplo 6.1 e outros) Faça a distribuição eletrônica do átomo de:

silício (Z=14)

enxofre (Z=16)

arsênio (Z=33)

Ex. 2) (Russel, Exemplo 8.1) – Escreva a estrutura de Lewis para o cloreto de cálcio.

Ex. 3) (Russel, Exemplo 8.2) – Escreva a estrutura de Lewis para o óxido de alumínio e

o sulfeto de potássio.

Ex. 4) (Russel, Problema Paralelo - pag 349 – ref 2) – Escreva a estrutura de Lewis

para o nitreto de bário.

Ex. 5) Utilizando a convenção de cerne e a notação espectroscópica, escreva a

distribuição eletrônica do telúrio (Z = 52), no estado fundamental.

Ex. 6) Usando a notação espectroscópica, escreva as configurações eletrônicas, no

estado fundamental, dos seguintes átomos:

a)Ti (Z=22) b) Co (Z = 27) c) Kr (Z = 36) d) Sn (Z =50) e) Sr

(Z = 38)

Ex. 7) (Russel, Exemplo 8.4 ) – Escreva a estrutura de Lewis para a molécula de

amônia NH3.

Ex. 8) (Russel, Problema Paralelo) – Escreva a estrutura de Lewis para a molécula de

água, H2O.

Nota: Quando um elemento estiver presente com um único átomo, ele é o átomo central.

Além disto, os átomos dos grupos IIA, IIIA, IVA e VA provavelmente serão átomos

centrais. Por exemplo, no tetracloreto de carbono, CCl4, ambas as regras citadas

predizem que o carbono é o átomo central.

Ex. 9) (Russel, Exemplo 8.5) – Escreva a estrutura de Lewis para o cátion amônio,

NH4+.

Ex. 10) (Russel, Problema Paralelo) – Escreva a estrutura de Lewis para o íon

hipoclorito, ClO-.

Ex. 11 (Russel, Exemplo 8.6) – Escreva a estrutura de Lewis para o etano, C2H6.

Ex. 12) (Russel, Problema Paralelo) – Escreva a estrutura de Lewis para a hidrazina,

N2H4.

Ex. 13) (Russel, Exemplo 8.7) – Escreva a estrutura de Lewis para a molécula de eteno

(etileno), C2H4.

Ex. 14) (Russel, Problema paralelo) – Escreva a estrutura de Lewis para a molécula do

etino (acetileno), C2H2.

Ex. 15) (Adaptado de Russel 8.6) Demonstre a distribuição eletrônica espectroscópica,

diga qual a ligação química mais provárvel, a estrutura de Lewis, a fórmula estrutural e

a fórmula molecular de cada situação abaixo.

a) CS2

b) C3H6

c) F e Rb

d) C4H6

e) I e Ba

f) C2H3Cl

g) S e Mg

PH (POTENCIAL HIDROGENIÔNICO) E

POH (POTENCIAL HIDROXILIÔNICO)

Ex.16) A concentração de H+ de um certo detergente é 10

-9 mol/L. Qual é o pH deste

detergente? A solução é ácida, básica ou neutra?

Ex. 17) O pH do café puro é 5,3. Qual é sua [H+]? A solução é ácida, alcalina ou neutra?

Ex. 18) A [OH-] de um solução é 10-

2. Qual o pOH e o pH desta solução?

FÓRMULAS QUÍMICAS: PERCENTUAL, MÍNIMA E MOLECULAR

Composição percentual de massa

%100amostradatotalmassa

amostranaelementodomassaelementodomassademporcentage

Ex. 19) (Atkins, Autoteste F.1A) Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas

de eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo primário foi

identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma amostra de eucaliptol de

massa total 3,16 g deu sua composição como 2,46g de carbono, 0,373 g de hidrogênio e

0,329 g de oxigênio. Determine as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e

oxigênio no eucaliptol.

Ex. 20) (Atkins, Autoteste F.1B) O composto α-pineno, um antiséptico natural

encontrado na resina do pinheiro, tem sido usado desde tempos antigos por curandeiros

da tribo Zuni. Uma amostra e 7,50 g de α-pineno contém 6,61 g de carbono e 0,89 g de

hidrogênio. Quais são as porcentagens em massas de carbono e hidrogênio no α-pineno?

Ex. 21) (Atkins, Exemplo F.1) Calculando a percentagem em massa de um elemento

a partir da fórmula. Suponha que estamos gerando hidrogênio a partir de água para

usar como combustível: precisaríamos conhecer a porcentagem em massa de hidrogênio

na água para saber quanto hidrogênio de uma dada massa de água poderia ser obtido.

Poderíamos simplesmente encontrar a massa de átomos de hidrogênio presentes em 1

mol de moléculas de H2O, observando que há 2 mols de H em 1 mol de H2O, e

dividindo aquela massa pela massa de 1 mol de H2O:

%1002

OHdemoléculasdemassa

HdeátomosdetotalmassaHdemassademporcentage

%100).02,18()1(

).0079,1()2(1

1

molgmol

molgmolHdemassademporcentage

%19,11Hdemassademporcentage

Ex. 22) (Atkins, Autoteste F.2A) Calcule a porcentagem em massa de Cl em NaCl.

Ex. 23) (Atkins, Exercício F.1) Qual a composição em massa de testosterona, C19H28O2,

um hormônio sexual masculino?

Ex. 24) (Atkins, Autoteste F.4A) A composição percentual de massa do composto

difluoreto de tionila é 18,59% de O, 37,26% de S e 44,15% de F. Calcule sua fórmula

empírica.

Ex. 25) (Atkins, Exercício F.7) L-Dopa, uma droga usada para o tratamento do mal de

Parkinson, constitui-se de 54,82% de C, 5,62% de H, 7,10% de N e 32,46% de O.

Qual é a fórmula empírica do composto?

Ex. 26) (Atkins, Exercício F.4) Determine a fórmula química de cada composto (a

fórmula empírica no caso de compostos orgânicos) usando os seguintes dados:

(a) Talco (usado no talco em pó) tem a composição em massa 19,2% de Mg, 29,6%

de Si, 42,2% de O e 9,0% de H.

(b) Sacarina, um agente adoçante tem a composição em massa 45,89% de C, 2,75%

de H, 7,65% de N, 26,20% de O e q7,50% de S.

(c) Ácido salicílico, usado na síntese de aspirina, tem a composição em massa

60,87% de C, 4,38% de H e 34,75% de O.

Ex. 27) (Atkins, Exercício F.5) Em um experimento, 4,14 g do elemento fósforo foi

combinado com cloro para produzir 27,8 g de um composto sólido branco. Qual é a

fórmula empírica do composto?

Ex. 28) (Atkins, Exemplo F.3) Calculando a fórmula molecular a partir da fórmula

empírica. A espectrometria de massa foi usada para mostrar que a massa molar da vitamina C é

176,12 g.mol-1

. A massa molar de uma fórmula unitária C3H4O3 é

Massa molar de C3H4O3=3 X(12,02 g.mol-1

) + 4 X (1,008 g.mol-1

) + 3 X (16,00 g.mol-1

)

Massa molar de C3H4O3=88,06 g.mol-1

Para encontrarmos o número de fórmulas unitárias necessárias para a massa molar

observada de vitamina C, dividimos a massa molar da molécula pela massa molar da

fórmula empírica unitária:

000,21-g.mol06,88

g.mol12,176 -1

Concluímos que a fórmula molecular da vitamina C é 2 X (C3H4O3) ou C6H8O6.

Ex. 29) (Atkins, Autoteste F.5A) A massa molar do estireno, que é usado na manufatura

do plástico poliestireno, é 104 g.mol-1

, e sua fórmula empírica é CH. Deduza sua

fórmula molecular.

Ex. 30) (Atkins, Autoteste F.5B) A massa molar do ácido oxálico, uma substância tóxica

encontrada nas folhas de ruibarbo, é 90,0 g.mol-1

, e sua fórmula empírica é CHO2. Qual

é sua fórmula molecular?

Ex. 31) (Atkins, Exercícios F11) A cafeína, um estimulante encontrado no café e no chá,

tem massa molar 194,19 g.mol-1

e composição percentual de massa 49,48% de C,

5,19% de H, 28,85% de N e 16,48% de O. Qual a fórmula molecular da cafeína?

Ex. 32) (Atkins, Exercícios F12) Cacodilo, que tem um odor intolerável de alho e é usado

na manufatura de ácido cacodílico, um herbicida para a cultura do algodão, tem

composição percentual de massa 22,88% de C, 5,76% de H e 71,36% de As e massa

molar 209,96 g.mol-1

. Qual é a fórmula molecular do cacodilo?

Determinação da análise elementar a partir de fórmulas

Ex. 33) (Russel, exemplo 2.12) O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se

deteriora, tem a fórmula C4H8O2. Você pode dizer se esta é a fórmula molecular apenas

olhando-a? Qual é a análise elementar do ácido butírico?

4 mol de átomos de C têm a massa de

CdegCdeátomosdemol

CdegCdeátomosdemol 0,48

1

0,124

8 mol de átomos de H têm a massa de

HdegHdeátomosdemol

HdegHdeátomosdemol 08,8

1

01,18

2 mol de átomos de O têm a massa de

OdegOdeátomosdemol

OdegOdeátomosdemol 0,32

1

0,162

Assim, a massa de um mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g + 88,1 g. Agora tudo o que

precisamos fazer é encontrar a contribuição percentual de cada elemento na massa de 88,1 g:

massaemg

gC %5,54100

1,88

0,48%

massaemg

gH %17,9100

1,88

08,8%

massaemg

gO %3,36100

1,88

0,32%

Ex. 34) (Russel, problema paralelo 268) Ácido oxálico, H2C2O4, é um composto

moderadamente tóxico encontrado em ruibarbo e outras plantas. Qual é a análise elementar do

ácido oxálico? Resp.: 2,24% H; 26,7% C e 71,1% O, em massa.

Ex. 35) (Russel, problema 2.25) O gás mostarda foi usado na Primeira Guerra Mundial. Sua

fórmula molecular é C4H8Cl2S. Qual é a sua análise elementar (composição percentual) em

massa?

Ex. 36) (Russel, problema 2.26) Glutamato monosódio (MSG) é um intensificador de aroma

usado na preparação de alimentos. Sua fórmula é NaC5H8O4N. Qual é sua análise elementar?

LEIS PONDERAIS: DALTON, LAVOISIER E PROUST

Ex. 37) (Russel, pag. 16 – ex. 1.1) Quando o composto calcário (carbonato de cálcio) é

aquecido, decompões-se na forma de cal viva (óxido de cálcio) e no gás dióxido de

carbono. Supondo que 40,0 g de calcário é decomposto, restando 22.4 g de cal viva,

quanto dióxido de carbono é formado?

Solução: A lei de conservação de massa para uma reação química,

carbonodedióxidovivacalcalcário

Nos diz que nenhuma variação ocorre na massa total. Isso significa que a massa do

calcário decomposto é igual à soma das massas dos dois produtos.

carbonodedióxidovivacalcalcário massamassamassa

Então:

vivacalcalcáriocarbonodedióxido massamassamassa

Ex. 38) (Russel, pag. 17 – prob. paralelo) O ferro combina-se com o oxigênio para

formar o composto óxido de ferro. Se 14,3 g de óxido de ferro são formados na reação,

usando-se 10,0 g de ferro quanto oxigênio é necessário? (Resp.: 4,3 g)

Ex. 39) (Russel, pag. 17 – ex. 1.2) Os elementos magnésio (Mg) e bromo (Br)

combinam-se para formar o composto brometo de magnésio. Em um experimento, 6,0 g

de Mg forma misturados com 35,0 g de Br. Após a reação observou-se que, embora

todo o Br tenha reagido, 0,70 g de Mg permaneceu em excesso. Qual a composição

percentual, em massa, do brometo de magnésio?

Solução:

Massa do bromo usada = 35,0 g

Massa do magnésio usada = 6,0 g – 0,70 g = 5,30 g

Massa do composto formado = 35,0 g + 5,30g = 40,3 g

100% compostodomassa

MgdemassaMg

%2,131003,40

30,5%

g

gMg

%8,861003,40

35%

g

gBr

Ex. 40) (Russel, pag. 18 – prob. paralelo) Os elementos ferro (Fe) e cloro (Cl)

combinam-se para formar cloreto de ferro. Em um experimento, 1,25 g de Fe foram

misturados a 2,50 g de Cl e a reação teve início. A seguir encontrou-se cloreto de ferro,

juntamente com 0,12 g de cloro não-reagente. Qual a composição percentual, em massa,

do cloreto de ferro? (Resp.: 34,4% Fe; 65,6% Cl)

Ex. 41) (Brady, pag. 34 – ex. 1.53) O cobre forma dois óxidos. Em um deles, existe 1,26

g de oxigênio combinado com 10,0 g de cobre. No outro, existem 2,52 g de O

combinado com 10 g de cobre, no outro existem 2,52 g de O combinados com 10 g de

Cu. Demonstre que estes dados ilustram a lei das proporções múltiplas.

Ex. 43 (Brady, pag. 34 – ex. 1.59) Três amostras de uma substância sólida composta de

dois elementos X e Y foram preparadas. A primeira continha 4,31 g do X e 7,69 g de Y,

a segunda continha 35,9% de X e 64,1% de Y. Observou-se que 0,718 g de X reagiu

com Y para formar 2,0 g da terceira amostra. Diga como estes dados demonstraram a

Lei da Composição definida.

BALANCEAMENTO DE REAÇÕES E TIPOS DE REAÇÕES

Ex. 44) (Atkins, exemplo H.1) O metano, CH4, é o principal ingrediente do gás natural.

Ele queima com o oxigênio para formar dióxido de carbono e água. Para escrever a

equação balanceada para a reação, primeiro escrevemos a equação esqueleto:

OHCOOCH 2224

Como C e o H aparecem em duas fórmulas e o O aparece em três, começamos com

C e H. Os átomos de C já estão balanceados. Balanceamos os átomos de H usando

um coeficiente estequiométrico igual a 2 para H2O para obter quatro átomos de H de

cada lado:

OHCOOCH 2224 2

Observe agora, que somente os átomos de O precisam ser balanceados. Como há

quatro átomos de O no lado direito mas somente dois do esquerdo, O2 necessita de

um coeficiente estequiométrico igual a O resultado é:

OHCOOCH 2224 22

Verificamos que a equação está balanceada contando o número de átomos de cada

elemento de cada lado da flecha. Neste ponto, especificamos os estados. Se a água

for produzida como vapor, escrevemos:

)(2)(2)( 2224 gOHCOgOgCH

Ex. 45) (Atkins, autoteste H.1A) Quando o alumínio é fundido e aquecido com óxido de

bário sólido, BaO, uma reação vigorosa ocorre, e o bário elementar fundido e óxido de

alumínio sólido, Al2O3, são formados. Escreva a equação química para a reação.

Ex. 46) (Atkins, autoteste H.1B) Escreva a equação balanceada para a combustão do gás

propano, C3H8, a dióxido de carbono e água líquida.

Ex. 47) (Atkins, exercícios H.1) Balanceie as seguintes equações químicas esqueletos:

a) 432104 )()( POHlOHsOP

b) )()()()()( 3223 aqNaNOsCdSaqSNaaqNOCd

c) )()()( 43 sKClsKClOsKClO

d) )()()()()( 222 lOHaqCaClaqOHCaaqHCl

Ex. 48) (Atkins, exercícios H.2) Balanceie as seguintes equações químicas esqueletos:

a) )()()()()( 234242 gHsSOAlaqSOHsAl

b) )()()()()()( 32434323 aqNaNOsPOPbaqPONaaqNOPb

c) )()()( 23 gOsKClsKClO

d) )()()()()( 22433243 lOHgCOaqPONaaqCONaaqPOH

Ex. 49) (Russel, problema 2.33) Balanceie cada uma das reações utilizando coeficientes

inteiros:

a) OHCOOOHC 222283

b) OHNNHNO 223

c) 10424 OPOP

d) OHNHNOH 232

e) 23223 ClOFeOFeCl

f) 524 PClClP

g) 3222 )()( OHFeOHOOHFe

h) 22 CONNOCO

i) 24 SOCaOCaSCaSO

j) 24323 COTiClFeClClCFeTiO

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

Reação de Síntese, Adição ou Combinação Direta é a reação onde duas ou

mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto

químico.

Fórmula Geral: A + B ---> AB

Exemplo: Fe + S ---> FeS

i.e., Ferro + Enxofre ---> Sulfeto de Ferro

2H2 + O2 2H2O

H2O + CO2 H2CO3

Reação de Análise ou Decomposição é a reação onde um composto químico se

quebra (decompõe) em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer

uma fonte de calor, a mesma é chamada decomposição térmica.

Fórmula Geral: AB ---> A + B

Exemplo: ZnCO3 ---> ZnO + CO2

i.e., Carbonato de Zinco (+ Calor) ---> Óxido de Zinco + Dióxido de Carbono

2H2O 2 H2 + O2

2H2O2 2H2O + O2

Reação de Simples Troca ou deslocamento é a reação onde um elemento

substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o

elemento deslocado.

Fórmula Geral: A + BC ---> AC + B

Exemplo: Fe + CuSO4 ---> FeSO4 + Cu

i.e., Ferro + Sulfato de Cobre ---> Sulfato de Ferro + Cobre

2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (o sódio desloca o hidrogênio da água H-OH)

Au + HCl não reage (o ouro não consegue deslocar o hidrogênio)

Reação de Dupla Troca é a reação onde dois compostos químicos trocam seus

radicais para formar dois novos compostos.

Fórmula Geral: AB + CD ---> AD + CB

Exemplo: KCl + AgNO3 ---> KNO3 + AgCl

i.e., Cloreto de Potássio + Nitrato de Prata ---> Nitrato de Potássio + Cloreto de

Prata

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

NaCl + LiNO3 NaNO3 + LiCl

ESTEQUIOMETRIA DA REAÇÃO

)(2)(3)( 322 gNHgHgN

1 mol de N2 reage, consumindo 3 mols de H2, produzindo 2 mols de NH3

Calculando a massa de reagente necessária para reagir com outro reagente

Ex. 50) (Atkins, exemplo L1) Que massa de alumínio é necessária para reduzir 10,0 kg de óxido

de cromo (III) para produzir o cromo metálico? A equação química para a reação é:

)(2)()()(2 3232 lCrsOAlsOCrlAl

Estratégia: converter cada massa dada em uma outra unidade de massa para a massa em

gramas.

1kg=101g

A relação estequiométrica entre os dois reagentes é: 1 mol de Cr2O3 ≈ 2 mols de Al

Então:

gAlmolgOmolCr

molsAl

kg

g

molg

OkgCrgalumíniodemassa 31

32

3

1

12 1055,3).98,26(1

2

1

10

.0,152

0,10)(

Assim, é necessário utilizar 3,55kg de alumínio.

Ex. 51) (Atkins, autoteste L.3B) Dióxido de carbono pode ser removido dos gases emitidos por

uma usina termelétrica combinando-o com uma solução diluída de silicato de cálcio:

)()()()()()(2 232322 aqHCOCasSiOsCaSiOlOHgCO . Que massa de Casio (de

massa molar 116,17 g.mol-1

) é necessária para reagir completamente com 0,300 kg de dióxido

de carbono?

Ex. 52) (Atkins, exercício L.1) Tiossulfato de sódio, fixador de fotografias, reage com brometo

de prata na emulsão filme para formar brometo de sódio e um composto solúvel de fórmula

Na3[Ag(S2O3)2].

])([)()()(2 2323322 OSAgNaaqNaBrsAgBraqOSNa

a) Quantos mols de Na2S2O3 são necessários para dissolver 1,0 mg de AgBr?

b) Calcule a massa de brometo de prata que irá produzir 0,033 mol de Na3[Ag(S2O3)2].

Ex. 53) (Atkins, exercício L.2) Ácido fosfórico impuro para uso em preparação de fertilizantes é

produzido pela reação de ácido sulfúrico sobre rocha de fosfato, cujo componente principal é

Ca3(PO4)2. A reação é:

)(2)(3)(3)()( 43442243 aqPOHsCaSOaqSOHsPOCa

a) Quantos mols de H3PO4 podem ser produzidos pela reação de 200 kg de H2SO4?

b) Determine a massa de sulfato de cálcio que é produzida como subproduto da reação de

200 mols de Ca3(PO4)2?

Ex. 54) (Atkins, exercício L.6) Superóxido de potássio KO2, é utilizado em equipamentos de

respiração em sistemas fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado. A

remoção de água gera oxigênio para a respiração pela reação

)(4)(3)(2)(4 222 sKOHgOlOHsKO

O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação

)()()( 22 sKHCOgCOsKOH

a) Que massa de superóxido de potássio gera 20,0 g de O2?

b) Que massa de CO2 pode ser removida do equipamento por 100 g de KO2?

Gases – Lei de Boyle

Ex. 55) (Atkins, exemplo 4.3) Digamos que, quando você empurra o pistão de uma

bomba de bicicleta, o volume dentro da bomba diminui de aproximadamente 100 cm3

para 20 cm3 antes do ar fluir para o pneu. Suponha que a compressão seja isotérmica.

Calcule a pressão do ar comprimido na bomba, dada uma pressão inicial de 1,00 atm.

Pressão (p) Volume (V) Temperatura (T) Nº de mols

Inicial 1,00 atm 100 cm3

Mesma Mesma

Final ? 20 cm3

Mesma mesma

LEI DE BOYLE

Ex. 56) (Atkins, Auto-teste 4.4A) Admite-se que uma amostra de neônio de volume

1,00 X 10-2

L a 200 torr se expande a 298 K em um tubo evacuado com um volume de

0,200 L. Qual é a pressão do neônio no tubo? (Resp.: 10,0 Torr)

Ex. 57) (Atkins, Exercício 4.8) Uma amostra de 2,45 L de metano a uma pressão de

1220 Torr é transferido para um recipiente de 4,12 L.

a) Qual é a pressão final de metano se a mudança acontece a temperatura

constante? (Resp.: 725,48 Torr)

b) Um gás orgânico fluoretado colocado em um cilindro comprimido de um

volume inicial de 515 mL, pressão 345 Pa para 175 mL a mesma

temperatura. Qual a pressão final? (Resp.: 1015,28 Pa)

LEI DE CHARLES

Ex.58) (Atkins, Auto-teste 4.5A) Um tanque de oxigênio armazenado fora de um

edifício tem uma pressão de 20,00 atm às 6 horas, quando a temperatura é 10 °C. Qual

será a pressão no tanque às 18 horas, quando a temperatura chega a 30 °C?

Ex. 59) (Atkins, Auto-teste 4.5B) Uma amostra de gás hidrogênio a 760 mmHg e 20 °C

é aquecida a 300 °C em um recipiente de volume constante. Qual a pressão final da

amostra?

LEI DO GÁS IDEAL

Ex. 60) (Atkins, exemplo 4.4) Você alguma vez desejou saber qual é a pressão dentro de

um tubo de imagem de televisão? Calcule a pressão (em atmosferas), dado que o

volume do tubo é 5,0 L, sua temperatura é 23 ºC, e contém 0,010 mg do nitrogênio

gasoso. (Resp.: 1,734 X 10-6

atm)

Ex. 61) (Atkins, Auto-teste 4.7A) Calcule a pressão em (quilopascal) exercida por 1,0 g

de dióxido de carbono em um frasco de volume de 1,0 L a 300 °C. (Resp.: 108,15 kPa)

Ex. 62) (Atkins, Auto-teste 4.8A) Uma quantidade de ar de volume 1,00 X 103

L a 20

°C e 1 atm levanta-se ao lado de uma montanha. No ápice onde a pressão é 0,750 atm, o

ar esfria a 10 °C. Qual é o volume desta quantidade de ar neste ponto?

Ex. 63) (Atkins, Auto-teste 4.9A) Calcule o volume ocupado por 1,0 kg de hidrogênio a

25°C e 1,0 atm. (Resp.: 12105,89 L)

Ex. 67) (Atkins, Exercício 4.13) Uma amostra de 20 mL de xenônio exerce uma pressão

de 0,480 atm a -15°C. a) que volume da amostra ocupa a 1,0 atm e 298 K? b) que

pressão exerceria se fosse transferida para um frasco de 12,0 mL a 20 °C? c) calcule a

temperatura necessária para o xenônio exercer uma pressão de 5,0 X 102 Torr em um

frasco de 12,0 mL? [Resp.: a) V2=0,0111 L; b)P3=0,908 atm e c) T4=212,2 K].

Ex. 68) (Atkins, Exercício 4.17) Uma amostra de 2,00 mg de argônio está confinada em

um frasco de 0,0500 L a 20°C; uma amostra de 2,00 mg de criptônio está confinada em

um frasco de 0,0500 L diferente. Qual deve ser a temperatura do criptônio se ele tiver

que ter a mesma pressão que o argônio? (Resp.: T= 614,43 K ou 341,43 °C)

Ex. 69) (Atkins, Exercício 4.21) Qual é o volume molar de um gás ideal à pressão

atmosférica é:

a. 500°C;

b. No ponto de ebulição de nitrogênio líquido (T=-196°C)?

(Resp.: V= 63,43 L/mol e Vm=6,138 L/mol)

Ex. 70) (Russel, página 151) Qual será o novo volume de um gás ideal que ocupou

inicialmente 1,46 dm3 a 142 kPa, depois que a pressão foi reduzida para 116 kPa, à

temperatura constante? (Resp.: V=1,787 dm3)

Ex. 71) (Russel, página 155) Uma amostra de um gás ideal ocupa um volume de 473

dm3 a 146°C. Se a temperatura é diminuída a 48 °C, qual será o novo volume do gás?

(Resp.: V=362 dm3)

Ex. 72) (Russel, página 156) Uma amostra do gás ideal ocupa um volume de 23,3 cm3 a

125°C. Que temperatura deve o gás ser resfriado, à pressão constante, se o volume for

reduzido a 20,0 cm3? (Resp.: T=341,6 K ou 68,63 °C).

Identificando e usando o reagente limitante

Ex. 73) (Atkins, exemplo M.2) Carbeto de cálcio, CaC2, reage com água para formar o

hidróxido de cálcio e o gás inflamável etino (acetileno). Esta reação era usada para lâmpadas de

bicicletas, pois os reagentes eram facilmente transportáveis. Para este cálculo, supomos que o

carbeto de cálcio está puro e que todo etino é coletado.

a) Qual é o reagente limitante quando 1,00 X 102 g de água reagem com 1,00 X 10

2 g de

carbeto de cálcio?

b) Que massa de etino pode ser produzida?

c) Que massa de reagente permanece após a reação ser completada? A equação química é:

)()()()(2)( 22222 gHCaqOHCalOHsCaC

Ex. 74) (Atkins, exemplo M.3A) a) Identifique o reagente limitante na reação

)(3)(2)()(6 232 sONalAlsOAllNa quando 5,52g de sódio são aquecidos com 5,10 g

de Al2O3.

b) Que massa de alumínio pode ser produzida?

c) Que massa de reagente permanece ao final da reação?

Ex. 75) (Atkins, exemplo M.3B) a) Qual é o reagente limitante para a preparação de uréia a

partir da reação )()()()()(2 22223 lOHsNHOCgCOgNH quando 14,5 kg de amônia

estão disponíveis para reagir com 22,1 kg de dióxido de carbono?

b) Que massa de uréia pode ser produzida?

c) Que massa de excesso de reagente permanece ao final da reação?

Ex. 76)

Ex. 77) (Atkins, exercício M.6) Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro(II) e 0,111 mol de Al

como alumínio metálico é colocada em um cadinho e aquecida em um forno a alta temperatura,

onde ocorre a redução do óxido: )()(3)(2)(3 32 sOAllFelAlsFeO .

a) Qual é o reagente limitante?

b) Determine a quantidade máxima de ferro (em mols de ferro) que podem ser

produzidas.

c) Calcule a massa de reagentes em excesso que permaneceu no cadinho.

Calculando o rendimento percentual

Ex. 78) (Atkins, autoteste M.1A) Calcule o rendimento teórico (em gramas) de nitrito de

potássio, quando 24,0 g de nitrato de potássio são aquecidos com um excesso de chumbo e

ocorre a reação )()()()( 23 sKNOsPbOsKNOsPb

(Resp.: 20,2 g)

Ex. 79) (Atkins, autoteste M.2A) Quando 24,0 g de nitrato de potássio foram aquecidos com

chumbo, formaram-se 13,8 g de nitrito de potássio na reação dada na questão anterior. Calcule o

rendimento percentual de nitrito de potássio.

Ex. 80) (Atkins, exemplo M.1) Suponhamos que encontramos, em um teste para monitorar o

motor de um automóvel, que a combustão de 1,001 L de octano sob várias condições produziu

somente 1,14 kg de dióxido de carbono, e não os 2,17 kg previstos teoricamente. Então:

Rendimento percentual de CO2= %5,52%10017,2

14,1

kg

kg

Ex. 81) (Atkins, exercício M.1) Quando se aquece pedra calcária que é principalmente CaCO3,

são produzidos dióxido de carbono e cal, CaO, pela reação

)()()( 23 gCOsCaOsCaCO . Se 11,7 g de CO2 são produzidos a partir da composição

térmica de 30,7 g de CaCO3, qual o rendimento percentual da reação?

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO APLICANDO A LEI DOS GASES E

PRESSÃO

Tabela volume molar de um gás ideal

Temperatura Pressão Volume molar

(L/mol)

0 K - 0

0 ºC 1 atm 22,4141

0 ºC 1 bar 22,7111

25 ºC 1 atm 24,4655

25 ºC 1 bar 24,7897

(Fonte: Atkins)

Ex. 82) (Atkins, exemplo 4.7) O gás carbônico gerado pelo pessoal na atmosfera

artificial de submarinos e espaçonaves deve ser removido do ar e oxigênio recuperado.

Grupos de desenhistas de submarinos investigam o uso de peróxido de potássio, KO2,

como purificador de ar, porque este composto reage com gás carbônico e libera

oxigênio. Dados: MK=39g/mol; MO=16 g/mol e MC=12 g/mol.

Calcule a massa do KO2 necessária para reagir com 50 L de gás carbônico a 25°C e 1

atm.

Ex. 83) Calcule o volume do gás carbônico, a 25°C e 1,0 atm, necessário para que

plantas produzam 1,0 g de glicose C6H12O6, por fotossíntese na reação. MH=1 g/mol;

MO=16 g/mol e MC=12 g/mol.

Ex. 84) Qual a condição inicial produziria o maior volume de gás carbônico pela

combustão de CH4(g) com um excesso de oxigênio gasoso para produzir gás carbônico

e água? Justifique sua resposta. O sistema é mantido a uma temperatura de 75°C e 1

atm. Condições iniciais: a) 2,00 L de CH4(g); b) 2,00 g de CH4(g). Dados: MH=1 g/mol;

MO=16 g/mol e MC=12 g/mol.

Ex. 85) A nitroglicerina é um líquido sensível a choque e detona pela reação:

Calcule o volume total de gases produzidos a 150 kPa e 100 ºC, da detonação de 1,0

g de nitroglicerina.

MC=12 g/mol; MH=1,01 g/mol; MN=14 g/mol e MO=16 g/mol.

Ex. 86) O ar é usado como uma fonte de reagentes em muitos processos químicos e

físicos: o oxigênio é usado para combustão e respiração e o nitrogênio é usado como um

material inicial para a produção de amônia. Para tratar esses gases quantitativamente,

precisamos conhecer a composição do ar e, em algumas aplicações, as pressões parciais

dos componentes. Uma certa amostra de ar seco de massa total 1,00 g, consiste quase

completamente em 0,76 g de nitrogênio e 0,24 g de oxigênio. Calcule as pressões

parciais destes gases quando a pressão total for 1,00 atm.

Ex. 87) Um bebê com uma infecção bronquial severa está com problemas respiratórios.

O anestesista administra “heliox”, uma mistura de oxigênio e hélio com 92,3% em

massa de O2, Qual é a pressão parcial de oxigênio que está sendo administrada ao bebê

se a pressão atmosférica é 730 torr?

Ex. 88) Durante o curso da eletrólise de água, hidrogênio gasoso foi colocado em um

dos eletrodos sob a água a 20°C quando a pressão externa era 756,7 torr. A pressão de

vapor da água a 20°C é 17,54 torr. O volume do gás era de 0,220 L.

a) Qual é a pressão parcial do hidrogênio?

b) O outro produto da eletrólise da água e o oxigênio gasoso. Escreva uma equação

balanceada para a eletrólise da água em H2 e O2.

c) Que massa de oxigênio foi produzida na reação?

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

Ex. 89) Determine o número de oxidação de cada átomo dos seguintes compostos:

a) H2

b) HI

c) HBr

d) HBrO3

e) H2S

f) H2SO3

Ex. 90) Coloque os compostos abaixo em ordem crescente do número de oxidação do

cloro:

A=NaCl B=NaClO C=NaClO2

Ex. 91) Sabendo que a fórmula estrutural do ácido cianídrico é H-C≡N, discuta qual o

número de oxidação de cada átomo.

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Ex. 92) Na equação química pode-se dizer que ocorre:

a) Redução do N2 , de 0 para -3

b) Redução do H2 , de 0 para -1

c) Oxidação do N2 , de 0 para +3

d) Oxidação do H2 , de 0 para +3

Ex. 93) Na formação da ferrugem, o metal ferro transforma-se em Fe2O3. Assim pode-se

concluir que:

a) Houve oxidação do ferro e cada átomo recebeu 3 elétrons

b) Houve oxidação do ferro e cada átomo perdeu 3 elétrons

c) Houve redução do ferro e cada átomo perdeu 3 elétrons

d) Não houve oxirredução do ferro

e) O ferro é um agente oxidante

Ex. 94) Os gases hidrogênio e cloro podem reagir explosivamente na presença de luz.

Nesse processo, identifique o oxidante e o redutor.

Ex. 95) Qual das reações abaixo não é um processo de oxirredução? Justifique seu

raciocínio.