Lista 2 de exercício de Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA 
CURSO DE ENGENHARIA FLORESTAL 
DISCIPLINA DE QUÍMICA BÁSICA 
 
 
 
 
 
 
DISCENTE: TABITA DA SILVA AMARAL 
 
 
 
Trabalho apresentando como requisito na disciplina de 
Química Aplicada. Orientado pelo docente Dr. Fábio 
Lucas. 
 
 
 
 Capitão Poço – PA 
 2021 
 
 
 
1. Identifique os íons presentes em cada um dos compostos a seguir: 
a) NaI; Na+ , I - 
b) KBrO3; K+ ; Br O3- 
c) CuCl2; Cu2+, 2Cl 
d) Zn(NO3)2; Zn2+, 2NO3- 
e) NH4Cl; NH4+; Cl- 
f) NH4NO3; NH4+; NO3- 
g) Al2(SO4)3; 2Al3+; 3SO42 
h) (NH4)2SO4; 2Al4+; SO42- 
i) KH2PO4; K+; H2PO4- 
j) K2HPO4; 2K+; H2PO42- 
k) NaHSO3; Na+; HSO3- 
l) Na2SO3; 2Na+; SO32- 
m) FeSO4; Fe2+; SO42- 
n) Fe2(SO4)3; 2Fe3+; 3SO42- 
o) HgCl2; Hg2+; 2Cl- 
p) Hg2Cl2; 2Hg+; 2Cl- 
q) Na(CH3COO); Na+; CH3COO- 
r) Na2Cr2O7; 2Na+; Cr2O72- 
s) CuS; Cu2+; S2- 
t) Ni(OH)2. Ni2+; 2OH- 
2. Escreva as fórmulas de cada uma das substâncias iônicas dadas a seguir: 
a) clorato de sódio; NaClO 
b) cloreto de sódio; NaCl 
c) sulfato de potássio; K2SO4 
d) hidrogeno sulfato de potássio; KHSO4 
e) sulfeto de sódio; K2SO3 
f) sulfeto de mercúrio (II); HgS 
g) hidróxido de bário; Ba(OH)2 
h) carbonato de estrôncio; CrCO3 
i) acetato de cálcio; C4H6CaO4 
j) iodeto de cobre (I); CuI 
k) nitrato de mercúrio (I); Hg2(NO3)2 
l) nitrato de mercúrio (II); Hg(NO3)2 
m) sulfato de cério (III); Ce2 (SO4)3 
n) sulfato de cério (IV); Ce(SO4)2 
o) hidrogeno carbonato de cálcio; NaHCO3 
p) perclorato de manganês (II); Mn(ClO4)2 
q) iodeto de césio; Csl 
r) hidróxido de lantânio; La(OH)3 
s) tiossulfato de sódio; Na2S2O3 
t) sulfato de cromo (III). Cr2(SO4)3 
3. a) O que é a “regra do octeto”? Ela se aplica tanto aos compostos iônicos quanto aos 
covalentes? Dê exemplos. 
R: a) É uma teoria proposta para explicar a formação de átomos ou íons estáveis tendo oito 
elétrons na camada de valência (ou dois, tratando-se da primeira camada), assim como na 
eletrosfera de um gás nobre. Exemplo de composto iônico: K+Br– 
K+ (Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 → K+: 2 – 8 – 8 (oito elétrons no nível 3) 
Br– (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 → Br–: 2 – 8 – 18 – 8 (oito elétrons no nível 4) 
Exemplo de composto covalente: SiO2 
Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 → Si: 2 – 8 – 4 (quatro elétrons no nível 3) 
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → O: 2 – 6 (seis elétrons no nível 4) 
Na molécula O::Si::O tem-se o compartilhamento de dois pares de elétrons de valência entre 
cada átomo de oxigênio e de silício, de forma que o átomo central de silício fica com 4 + 4 = 8 
elétrons e cada átomo de oxigênio fica com 6 + 2 = 8 elétrons. 
 b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto em seu nível 
de valência? 
R: S (Z=16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, ou seja, o átomo de enxofre tem a distribuição eletrônica de 
2 – 8 – 6; portanto deve receber dois elétrons para atingir um octeto no nível de valência. 
https://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lcio
https://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonato
https://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
https://pt.wikipedia.org/wiki/Enxofre
https://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
 c) Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s22s22p3, quantos elétrons ele deve ganhar 
para atingir um octeto? 
 R: A configuração eletrônica 1s2 2s2 2p3 é encontrada nos átomos dos elementos nitrogênios 
ou nos íons B2- , C-, O+ e F2+, ou seja, para completar o octeto na camada L seu nível será 2, 
que são necessários para três elétrons. 
4. O que são “elétrons de valência”? Apresente a distribuição eletrônica do átomo de 
germânio e determine o número de elétrons de valência. 
R: A última camada preenchida de um átomo é chamada camada de valência e, portanto, ela 
comporta os elétrons de valência. Distribuição eletrônica nos subníveis → Ge (Z = 32): 1s2 2s2 
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2. Distribuição eletrônica nos níveis (camadas) → Ge (Z = 32): 2 – 8 – 
18 – 4 O átomo do elemento germânio tem quatro elétrons de valência (nível 4 ou camada N). 
5. Dê a configuração eletrônica para os seguintes íons: Li+, Ca2+, O2–, Br–, Fe2+, Fe3+ e Ni2+. 
Compare, qualitativamente, o tamanho destes íons com os átomos neutros de origem. 
R: Li (Z = 3): 1s2 2s1 
Li+ (Z = 3): 1s2 Grande redução de raio por desocupar o nível 2 
Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
Ca2+(Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Grande redução de raio por desocupar o nível 4 
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p2 
O2– (Z = 8): 1s2 2s2 2p6 Pequeno aumento de raio por elétrons adicionais no nível 2 
Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
Br– (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Pequeno aumento de raio por elétron adicional 
no nível 4 
Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Fe2+ (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Grande redução de raio por desocupar o nível 4 
Fe3+ (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Grande redução de raio por desocupar o nível 4 
Ni (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 
Ni2+ (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 Grande redução de raio por desocupar o nível 4. 
6. Ao reagir com metais, o átomo de bromo aceita um elétron para formar o ânion Br–, 
presente, por exemplo, nos sais KBr ou CaBr2. Entretanto, não encontramos compostos 
como K2Br ou CaBr. Explique esse fato em termos da distribuição eletrônica do elemento 
bromo. 
R: Esta é a distribuiçãoeletrônica do elemento bromo: Br (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
4p5 → Br: 2 – 8 – 18 – 7. Cada camada 4 possui 7 elétrons, tendo o subnível 4s cheio e o 
subnível 4p com espaço para um elétron adicional, ou seja , ele estar recebendo um elétron, o 
Br fica com uma configuração eletrônica de gás nobre com oito elétrons na última camada; 
Br– (Z=35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 → Br– : 2 – 8 – 18 – 8 , para a formação de 
compostos como K2Br ou CaBr, o ânion bromo deveria ter carga 2–; Br2– (Z=35): 1s2 2s2 2p6 
3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 → Br2– : 2 – 8 – 18 – 8 – 1 Esta configuração eletrônica não é 
estável, pois o novo elétron seria acomodado na camada 5, uma órbita exterior ao ânion Br– , 
de forma que este elétron seria repelido pelo ânion Br– , evitando a formação de Br2– . 
7. As moléculas BF3 e SO3 são descritas como trigonais planas. Essa informação define 
exatamente seus ângulos de ligação? Por quê? 
R: A geometria molecular trigonal plana é caracterizada por um átomo central ligado a três 
átomos vizinhos arranjados como vértices de um triângulo equilátero; portanto, o ângulo entre 
as ligações covalentes é de 120º e todas as ligações estão no mesmo plano. 
8. Considere as moléculas CO2, H2O, NF3, BI3 e SiH4. Pesquise sobre suas geometrias 
moleculares e ângulos de ligação. Com base nestes dados, identifique eventuais estados 
hibridizados e momentos de dipolo elétrico nestas moléculas. 
 CO2. Geometria: linear com ângulo de ligação de 180º. Hibridização: para ter esta geometria, 
o átomo de carbono deve ser híbrido sp. A ligação carbono/oxigênio é dupla com orbitais de 
ligação p-sp e . Polaridade: apolar, pois o momento de dipolo resultante é nulo. 
H2O Geometria: angular (104,5º). Hibridização: para ter este ângulo de ligação, o átomo de 
oxigênio deve ser híbrido sp3, que promove ângulos próximos de 109, 5º. A ligação 
oxigênio/hidrogênio é simples do tipo s-sp3. Polaridade: a molécula é polar. 
 NF3 Geometria: trigonal piramidal com ângulo de ligação de 107º. Hibridização: para ter esta 
geometria, o átomo de nitrogênio deve ser híbrido sp3, que promove ângulos próximos de 
109, 5º. A ligação nitrogênio/flúor é simples do tipo p-sp3. Polaridade: a molécula é polar. 
 BI3 Geometria: trigonal planar com ângulo de ligação de 120º. Hibridização: para ter esta 
geometria, o átomo de boro deve ser híbrido sp2. A ligação boro/iodo é simples do tipo p-
sp2. Polaridade: apolar, pois o momento de dipolo resultante é nulo. 
SiH4 Geometria: tetraédrica com ângulo de ligação de 109, 5º. Hibridização: para ter esta 
geometria, o átomo de silício deve ser híbrido sp3. A ligação silício/hidrogênio é simples do 
tipo s-sp. Polaridade: apolar, pois o momento de dipolo resultante é nulo. 
9. Por que água e etanol (C2H5OH) formam uma mistura homogênea? 
R: Porque a mistura de água e etanol formam o álcool, é podemos definir como homogênea 
pois uma vez que a mesma mistura se unem elas se tornam uma única fase visível. 
10. Qual a fórmula do composto formado na ligação entre átomos dos elementos químicos 
15P e Ca, que tem 20 prótons? 
R: Os elementos fornecidos pelo exercício são: O Fósforo (P), que está na família 5 A, 
apresentando então 5 elétrons em sua camada de valência. O Cálcio (Ca), que está na família 
II A, portanto tem 2 elétrons em sua camada de valência. Sabemos ligações químicas são 
formadas por elétrons, seja ela por compartilhamento dos elétrons (ligação covalente) ou por 
doação é recepção de elétrons (ligação iônica). Entre cálcio e fósforo, pela regrado do 
octeto temos um elemento que quer mais 3 elétrons para se estabilizar (fósforo), e outro que 
quer menos 2 elétrons para se estabilizar (cálcio). Portanto, basta multiplicarmos estes 
coeficientes da seguinte maneira: 
Número de elétrons que desejam compartilhar: 
Ca = 2 e P = 3 ⇒ 3 Ca = 6; 2 P = 6 
Reação de formação: 3 Ca + 2 P ⇒ Ca₃P₂ 
A ligação formada será do tipo covalente polar, onde um átomo é mais eletronegativo que o 
outro, mas ninguém perde ou doa seu elétron. 
11. Dados os valores de número atômico H=1, C=6, N=7, sabe-se que a fórmula do ácido 
cianídrico á HCN e da amônia é NH3. Indique a geometria de cada molécula, e comente a 
existência ou não de polaridade delas. 
O HCN ele possui uma geometria linear e é polar 
É o NH3 ele possui uma geometria piramidal e é polar 
12. Sabendo que o número atômico do oxigênio é 8 e o do enxofre é 16, indique: 
a) A fórmula de Lewis da substância SO2; 
 
b) O tipo de ligação química ocorrida nesta substância; 
R: Ligação covalente normal dupla e ligação covalente linear. 
c) A geometria da molécula de SO2; 
R: Ele possui geometria angular. 
d) A existência ou não de polaridade na molécula; 
R: Ele possui polaridade polar. 
e) A fórmula de Lewis da substância SO3; 
 
f) O tipo de ligação química ocorrida nesta outra substância; 
R: Ligação covalente normal dupla; ligações covalentes dativas. 
g) A geometria da molécula de SO3; 
R: Possui geometria trigonal plana. 
h) A existência ou não de polaridade na molécula. 
R: Possui polaridade apolar.