Tema III ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

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Química Geral e Inorgânica II UEM – Fac. Ciências - Depto de Química 
Curso de Licenciatura em Química 2005 -1-
Elementos Representativos 
Propriedades Gerais 
Grupo I: Li, Na, Rb, Ce e Fr 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicas e químicas de qualquer 
elemento representativo. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação dos reagentes e dos produtos. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial do Na, NH3, HNO3 e H2SO4. 
� Conhecer os processos de obtenção, no laboratório, de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 2 
1. Indique quatro caminhos diferentes para a produção de hidrogénio em escala industrial. 
Indique um método para a sua produção laboratorial. 
2. Indique possíveis razões para a inclusão ou não do hidrogénio no Grupo I ou no Grupo VII. 
3. Discuta a química do hidrogénio em relação à sua estrutura. 
4. Explique a seguinte observação: 
O φo para M+(aq) + e- ↔ M é quase constante nos metais alcalinos. 
5. Identifique duas situações importantes nas quais o hidrogénio difere dos outros elementos 
do seu grupo nas suas ligações. 
6. Indique algumas reacções que ilustram as principais características do hidrogénio e dê dois 
usos industriais deste gás. 
7. Os produtos da combustão de Li, Na e K são Li2O, Na2O2 e KO2, respectivamente. Como 
pode explicar estas diferenças de comportamento? 
8. Porque os elementos do primeiro grupo: 
a) São univalentes; 
b) São basicamente iónicos; 
c) São agentes redutores fortes; 
d) Têm os menores valores de energia de ionização no período em que se encontram. 
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Compare os valores das suas segundas energias de ionização com os valores de 
elementos subsequentes do mesmo período. 
9. Porque os elementos do primeiro grupo formam metais moles, de baixo P.F. e baixa 
densidade? 
10. O Li forma o menor ião do Grupo I. Pode-se daí pensar que terá uma elevada mobilidade 
iónica e as suas soluções terão uma condutividade maior que as soluções dos sais de césio. 
Na realidade observa-se o contrário. Justifique este facto. 
11. Qual será a razão do Li possuir uma maior tendência a formar compostos covalentes que 
os outros elementos do grupo? 
12. O raio atómico do Li é igual a 1.23 Å. Quando este perde o seu electrão 2s, formando o ião 
Li+, seu raio (iónico) passa a 0.76 Å. Assumindo que esta diferença nos raios refere-se ao 
espaço ocupado pelo electrão 2s, calcule a percentagem do volume atómico ocupado por 
este electrão. Esta suposição será justa? 
13. Ordene os elementos seguintes tendo em conta a sua capacidade de conduzir 
electricidade: 
(a) Al, Si, P (b) Se, Te, Po 
14. Ordene os seguintes elementos por ordem crescente de temperatura de fusão e justifique. 
(a) Na, Mg, Al, Si, K (b) P, S, Cl, Ar 
15. Porquê e de que forma o Li pode substituir o Mg. 
16. Que produtos se formam quando metais do Grupo I reagem com o oxigénio? Use a TOM 
para descrever as estruturas dos óxidos formados pelo Na e Mg. 
17. Explique a diferença de reactividade dos metais do Grupo I com água. 
18. Descreva um método para a produção do LiH. O composto contém duas espécies 
isoelectrónicas Li+ e H-. Qual é o maior ião dos dois? Justifique a sua resposta. 
19. Elementos do Grupo I formam, normalmente, compostos muito solúveis. Dê exemplos de 
alguns compostos insolúveis formados por elementos deste grupo. 
20. Quais das seguintes substâncias usaria para apagar fogo causado por sódio e potássio? 
(a) Água (b) Nitrogénio (c) Dióxido de Carbono (d) Asbesto 
21. Que substâncias químicas se pode obter do NaCl(s). 
22. Descreva a electrólise industrial do NaCl. Faça comentários sobre a pureza dos produtos 
obtidos. 
23. Os metais podem reagir com: 
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(a) Ácidos (b) Álcalis (c) Vapor, processo onde se liberta, de entre outros, o H2. 
Dê exemplos de cada tipo de reacção. 
24. Discuta a afirmação: “O hidrogénio pode agir como oxidante e como redutor”. Dê 
exemplos para ilustrar a sua argumentação. 
25. As energias de ionização dos elementos do Grupo I, sugerem que o Cs será o mais reactivo 
mas, usando os potenciais normais de redução, pode-se pensar que o Li será o mais reactivo. 
Tente reconciliar estas observações. 
26. Descreva as equações de reacção entre o sódio e: 
(a) Água (b) Hidrogénio (c) Grafite (d) Nitrogénio (e) Oxigénio 
(f) Cloro (g) Chumbo (h) Amoníaco. 
27. Uma amostra de cloreto de potássio e cloreto de sódio com massa total de 0,1225 g 
obteve-se um precipitado de cloreto de prata de massa de 0,2850 g. Calcule a composição 
percentual, em massa, de KCl e NaCl na mistura. 
28. 0,347 g de um metal (A) foram dissolvidos em HNO3(dil). Esta solução dá cor vermelha à 
chama não luminosa do bico de bunsen e, por evaporação, dá 0.747 g de óxido do metal 
(B). O metal (A) também reage com o N2, formando um composto C, com o H2, formando um 
composto (D). Pela reacção de 0,1590 g de (D) com água um gás (E) é liberto e um 
composto fracamente solúvel (F) é formado, que dá uma reacção fortemente básica ao 
meio e requer 200 ml de HCl 0.1 M, para a sua neutralização. 
Identifique as substâncias (A) e (F) e escreva as reacções. 
29. Explique porquê o Li é o único metal deste grupo que forma nitretos estáveis. 
30. Quando se aquecem 30 g de sulfato de potássio hidratado libertam-se 6.28 g de água. 
Qual é a fórmula deste sal hidratado. 
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Grupo II: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox destes elementos. 
� Saber prever de forma aproximada as propriedades físicas e químicas dos elementos 
deste grupo. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial dos elementos deste grupo. 
� Conhecer os processos de obtenção, no laboratório, de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 3 
1. Porque razão os elementos (metais) do Grupo II são mais duros e têm P.F. mais elevados 
que os metais correspondentes do Grupo I? 
2. Porque os elementos do Grupo II são menores que as suas contrapartes do Grupo I? 
3. A química dos elementos “s” é governada pela sua tendência de perder os electrões s. 
Discuta esta afirmação e comente sobre: 
a) Os parâmetros que reflectem esta tendência; 
b) Os compostos formados apenas pelos s elementos mais reactivos; 
c) “Excepções que justificam a regra”. 
4. Porque os compostos do Be são mais covalentes que os compostos de outros elementos do 
Grupo II? 
5. Qual é a estrutura do BeCl2 no estado gasoso e na forma sólida? Porque razão o BeCl2, no 
estado gasoso, apresenta comportamento ácido quando dissolvido em água? 
6. Descreva as diferenças entre o BeH2 e CaH2. 
7. Diga porque razão a primeira energia de ionização do átomo de Be (9.32V) é superior à do 
átomo de Li (5.39V), enquanto que a segunda (18.21V) é inferior à do átomo de Li (75.64V). 
8. Escreva as reacções de preparação, estrutura, propriedades e uso de acetato de berílio 
básico. 
9. Em que aspectos o Be é semelhante ao Al e como se explica esta semelhança? 
10. Que cuidados se devem ter quando se manuseam produtos de Be? 
11. Escreva as equações balanceadas para a dissolução de BeO em ácido hidrofluorídrico 
concentrado e em hidróxido de sódio concentrado. 
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12. Escreva as fórmulas de tetrahidroberilato de potássio de sódio. Proponha métodos para a 
obtenção destas substâncias. 
13. Quais são os números de coordenação habituais de Be2+ e de Mg2+? Qual é razão dessa 
diferença? 
14. O Mg e o Ca são encontrados frequentemente em vários ambientes em minerais de 
silicatos e alumino-silicatos. Escreva três exemplos destes. 
15. Será que se pode obter o Ca através da redução do seu óxido com Al? Justifique a sua 
resposta através do cálculo da energia de Gibbs da reacção. 
16. Usando as energias de Gibbs diga se o Ca é estável numa atmosfera de oxigénio, dióxido 
de carbono e vapor de água (Calcule ∆G para esses processos). 
17. Compare a extensão da hidratação dos haletos do Grupo I e Grupo II. Porque os sais do Be 
raramente contém mais de quatro moléculas de água de cristalização? 
18. Dê as equações que mostrem as reacções entre o Ca e: 
(a) H2O (b) H2 (c) C (d) N2 (e) O2 (f) Cl2 (g) NH3 
19. Compare a reacção dos metais dos Grupos I e II com água. Como varia a basicidade dos 
hidróxidos do Grupo II? Pode-se generalizar esta tendência para toda a T.P? 
20. Qual dos dois compostos, o BeCl2 ou o CaCl2, quando dissolvido em água dará solução 
mais ácida? 
21. Como se pode obter o Mg? 
22. O valor de φo para o Mg sugere que este irá reagir com a água? Comente o que se 
observa na prática. 
23. Porque o perclorato de magnénio é um óptimo dessecante? 
24. a) Será que os iões dos metais alcalino-terrosos formam muitos complexos? 
b) O Grupo II será melhor ou pior na formação de complexos que o Grupo I? 
c) Qual é a razão dessas diferenças? 
d) Qual dos iões metálicos do grupo é o melhor formador de complexos? 
e) Qual é o melhor agente complexante? 
f) Dê o nome de um complexo de um metal do grupo II que é de importância biológica. 
25. Porque os halogenetos e hidretos de Be polimerizam? Explique as diferenças existentes em 
cada caso, tendo em conta a forma como tem lugar o processo de polimerização. 
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26. Escreva as equações de reacção que testemunham o carácter anfotérico do hidróxido de 
berílio. 
27. A dureza da água pode temporária ou permanente. O que causa cada uma dessas 
formas e como pode ser tratado (diminuída) cada um destes tipos de dureza descrito? 
Procure na literatura como podem ser usados os zeolitos naturais, resinas trocadoras sintéticas 
e polifosfatos para abrandar a água. 
28. Em que condições os iões metálicos do Grupo II formam complexos estáveis com o EDTA 
(sal dissódico do ácido etilenodiaminotetracético). 
Como se pode determinar os teores de Ca2+ e Mg2+ presentes na água por titulação com o 
EDTA? Porque se titula a um pH elevado? Que indicador é usado nesta titulação? 
29. Uns dos compostos organometálicos mais conhecidos são os reagentes de Grignard). 
Indique como se pode preparar reagentes de Grignard (p.ex: organomagnesianos) a partir 
de metais (p.ex: Mg) e indique alguns usos destes reagentes na síntese orgânica. 
30. Conclua as equações de reacção seguintes: 
a) Ba(OH)2 + H2O2 → 
b) BaO2 + H2SO4 → 
c) Mg + HNO3(dil) → 
d) BaO2 + FeSO4 + H2SO4 → 
31. Durante a queima de uma mistura de 1.56 g de carbonato de zinco com o óxido deste 
metal obteve-se 1.34 g de óxido de zinco. Calcule a composição da mistura inicial. 
32. calcule a dureza temporária da água, sabendo-se que o bicarbonato contido em 100 ml 
desta reage com 5 ml de uma solução de HCl a 0.1N. 
33. Os métodos gerais de extracção de metais são quatro. A decomposição térmica, a 
permuta de um elemento por outro, redução química e redução electrolítica. 
Como são obtidos os metais deste grupo e porque os outros não são aplicáveis? 
34. Durante o tratamento com água fria, um metal (A) reage lentamente com libertação de 
um gás incolor e inodoro (B) e formação de uma solução (C). O Li reage com (B) dando um 
produto sólido (D) que efervesce em água dando uma solução fortemente básica (F). 
Quando o dióxido de carbono é borbulhado à solução (C) forma-se, inicialmente, um 
precipitado que depois redissolve-se, formando uma solução (H) quando se continua o 
borbulhamento de dióxido de carbono. O precipitado (G) entra em efervescência quando 
tratado com ácido clorídrico concentrado e, dá uma coloração vermelha intensa à chama 
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do bico de Bunsen. Quando (G) é aquecido com carbono até 1000oC, forma-se um 
composto cáustico branco (I), o qual dá um sólido (J), com algum interesse comercial, 
quando aquecido com carbono até 1000oC. 
Dê os nomes das substâncias de (A) a (J) e escreva as equações balanceadas respectivas. 
35. Quando uma substância branca (A) é tratada com ácido clorídrico diluído, um gás incolor 
(B) liberta-se e, torna vermelho o papel indicador de tornesol. Por borbulhamento de (B) em 
água de cal, forma-se um precipitado (C), mas a passagem de mais gás produz uma solução 
clara (D). Uma pequena quantidade de (A), misturada com ácido clorídrico concentrado, 
colocada um arrame de platina e introduzida na chama incolor do bico de Bunsen torna a 
cor da chama verde. Por calcinação, (A) decompõe-se, dando um sólido branco (E) que 
torna vermelho o papel indicador de tornesol. 1.9735 g de (A) são calcinados, dando 1.5334 g 
de (E). A amostra (E) é dissolvida em água e perfaz-se o volume a 250 ml. Uma alíquota de 25 
ml é tratada com ácido e são necessários 20.30 ml de ácido clorídrico 0.0985 M. 
Escreva as reacções e calcule a massa molecular de (A) com base nos dados. 
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Grupo III: B, Al, Ga e In. 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicas e químicas dos elementos 
deste grupo. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação de produtos e reagentes. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial dos elementos deste grupo. 
� Conhecer os processos de obtenção laboratorial de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 4 
1. O primeiro elemento de cada grupo principal na T.P. mostra um comportamento anormal 
quando comparado com os restantes membros do grupo. Discuta esta afirmação com 
particular referência aos elementos Li, Be e B. 
2. Dê razões para a trivalência e monovalência neste grupo e comente a validade desses 
argumentos em compostos bivalentes tais como GaCl2. 
3. Quais os estados de oxidação principais dos elementos deste grupo? Como variam as 
suas propriedades com o aumento do número atómico dos elementos? 
4. Boro é um não-metal enquanto que o Alumínio é um metal. Isto pressupõe uma diferença 
no comportamento dos dois elementos. Dê exemplos das diferenças observadas. 
5. Desenhe a estrutura de B12, unidade encontrada na estrutura sólida de boro. Como é 
chamado este tipo de estrutura? 
6. Mostre as reacções de diborano com: 
(a) Amónia; (b) tribrometo de boro; (c) trimetilboro; 
7. Qual é a principal fonte de boro? Descreva os passos envolvidos na sua extracção. 
Porque o boro não forma espécies catiónicas? 
8. Explique a estrutura dos compostos seguintes: BF3, BF3NH3, H3BO3. 
9. Dê exemplos para ilustrar a semelhança entre o boro e o silício (seu “vizinho diagonal” na 
T.P.). 
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10. O bórax é usado como padrão primário em titulações. 
(a) Defina padrão primário e secundário; 
(b) Explique o uso de bórax como padrão primário, indicando as respectivas 
equações de reacção.(c) De que depende, basicamente, a escolha de um indicador para uma dada 
reacção de neutralização (titulação)? 
11. Descreva a preparação e represente as estruturas de dihalogenetos de B, Ga e In. 
12. No que diz respeito ao seu comportamento químico, o Tálio pode ser visto, algumas vezes 
como substituto o Alumínio, enquanto nas outras vezes assemelha-se mais aos elementos do 
grupo I. Indique alguma evidência a favor desta afirmação. 
13. Como pode preparar LiH e LiAlH4. Quais são as suas aplicações? 
14. Dê dois exemplos de alúmens. Que espécies podem ser encontradas quando estes 
materiais são dissolvidos em água. 
15. Discuta as semelhanças e diferenças entre o Al e o B. 
16. Qual é a massa de nitreto de alumínio necessária para obter três litros de amoníaco em 
condições normais? 
17. Qual é a diferença entre a acção do excesso das soluções aquosas de amoníaco e de 
hidróxido de sódio sobre a solução cloreto de amónio? Escreva as equações de reacção. 
18. Usando constantes termodinâmicas e electroquímicas que achar convenientes discuta a 
possibilidade de ocorrência d seguinte processo expontaneamente: 
4 Al + 3 CO2 → 2Al2O3 + 3C 
19. Porque razão o Al reage com água, libertando H2 elementar apenas em presença de 
bases? Mostre as respectivas reacções. 
20. Durante o funcionamento da célula galvânica seguinte Al | Al2SO4 || Cr2(SO4)3 | Cr , 
reduziram-se até crómio metálico livre 31.2 g. Determine a massa de Al que se diminui no 
outro elétrodo. 
21. Como se pode explicar a tendência das moléculas de haletos de alumínio à 
dimerização? 
22. Calcule a solubilidade de Tl2CrO4, sabendo que o valor do Kps deste sal é 9.87x10-13. 
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23. Escreva as reacções entre os Al e: 
(a) H+(aq); 
(b) NaOH; 
(c) N2; 
(d) O2; 
(e) Cl2. 
24. Escreva as equações de reacção do sulfato de alumínio com as soluções aquosas 
seguintes: 
(a) (NH4)S; 
(b) Na2CO3; 
(c) KOH (em excesso). 
25. O In apresenta valências 1 e 3 mas nunca 2. Conhece-se, contudo, um composto 
(cloreto) com fórmula emprírica InCl2. Como se pode explicar esta ocorrência? 
26. Indique as razões para a ocorrência do estado trivalente e monovalente no Grupo III e 
comente a existência de compostos divalentes, como o GaCl2. 
27. Com base no efeito indutivo, a ordem esperada de acidez dos haletos de boro, conceito 
de ácido-base de Lewis, é a seguinte BF3 > BCl3 > BBr3. Experimentalmente, observa-se o 
contrário. Explique esta aparente anomalia. 
28. Explique porque o boro e o nitrogénio têm propriedades químicas diferentes apesar de 
terem energias de ligação similares. 
29. Qual dos seguintes halogenetos acha que será hidrolisado mais rapidamente pela água? 
Explique. 
BCl3, CCl4, SiCl4, PCl5, SF6. 
30. Em que consiste a semelhança das propriedades de boro e silício? Como se explica esta 
similaridade? 
31. Descreva as propriedades do diborano. Será que as propriedades de todos os hidrogénios 
que fazem parte da sua molécula, B2H6, são iguais? Justifique. 
32. Escreva as fórmulas de metaborato, tetraborato e boreto de sódio. 
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33. Conclua as equações das seguintes reacções químicas: 
(a) B + HNO3(conc) → 
(b) Na2B2O7 + H2SO4 + H2O → 
(c) H3BO3 + NaOH → 
(d) Al2(SO4)3 + Na2S + H2O → 
(e) Al + NaOH + H2O → 
(f) AlCl3 + Na2CO3 + H2O → 
34. Quais são os NOX’s típicos dos elementos do subgrupo do Ga? Qual é o NOX apresentado 
pelo Ga e In nos seus compostos mais estáveis e qual é o do Ta? 
35. Explique as seguintes observações: 
(a) A energia de ligação B – F em BF3 é 646 Kj/mol. Mas a energia de ligação N – F 
em NF3 é apenas de 280 Kj/mol. 
(b) Os P.F. de BF3 e AlF3 diferem em quase 1200oC, mas os P.F. de CF4 e SiF4 diferem 
em apenas 100oC. 
(c) BF3 não tem momento dipolar , mas PF3 tem momento dipolar apreciável. 
(d) As moléculas BF3 e BrF3 têm estruturas diferentes. 
36. Explique as diferenças de reactividade entre o B2H6 e o C2H6. Mostre algumas reacções 
que ilustram essas diferenças. 
37. Qual é o principal minério de alumínio? Como é purificado o minério e como é extraído o 
metal? Como se chama o processo? Qual é a função da criolite neste processo? Quais são 
os usos do alumínio? 
38. Pela posição do alumínio na série de tensões, pode-se esperar que este seja estável em 
água. Porque é estável em água e ar? 
39. O ácido ortobórico pode ser obtido como H3BO3 ou B(OH)3. Como se ioniza em água e 
qual das fórmulas é correcta, de acordo com a sua ionização? O que se pode dizer à cerca 
da sua força? Como é que o glicerol evidencia as suas propriedades ácidas? Escreva a 
equação balanceada da sua neutralização. 
40. Que alterações experimenta o ácido ortobórico durante ao aquecimento? Escreva as 
equações de reacção ilustrativas. 
 
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Grupo IV: C, Si, Ge, Sn e Pb 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicas e químicas dos elementos 
deste grupo. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação de produtos e reagentes. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial dos elementos C, Si, Ge, Sn e Pb. 
� Conhecer os processos de obtenção laboratorial de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 5 
1. Indique as diferenças entre os elementos deste grupo nas suas propriedades. Dê as razões 
para essas diferenças. 
2. Qual é o estado de oxidação comum de C e Sn? Porque que é que existe alguma 
diferença? 
3. Desenhe a estrutura do diamante e da grafite. Explique a diferença da densidade entre 
as duas formas. Explique, também, a diferença de condutividade eléctrica entre o diamante 
e a grafite. Qual das duas formas alotrópicas tem menor energia? Porque é que a forma 
menos estável existe se a outra é termodinamicamente favorecida. 
4. Descreva as várias formas de produção de CO e CO2. Qual é o seu uso e como é que são 
detectados? 
5. Explique as ligações de CO e CO2. 
6. Indique as vantagens e limitações da utilização de CO como agente redutor na 
extracção de metais. 
7. (a) O que é o gás da água? (b) O gás de síntese? (c) E o gás de coque? 
Como se produzem esses gases? 
8. Dê as equações que explicam o que acontece quando se aquece: 
(a) CaCO3; (b)CaCO3 e SiO2; (c) CaCO3 e C; (d) CaC2 e N2. 
9. O que acontece quando se faz passar o CO2 sobre o Ca(OH)2? E com o excesso de CO2? 
10. Dê as equações que mostram as reacções as reacções de CO e: 
(a) O2; (b) S; (c) Cl2; (d) Ni; (e) Fe; (f) Fe2O3. 
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11. Escreva as fórmulas dos carbonilos mononucleares de V, Cr, Fe e Ni. 
12. Explique porque é que o CO2 é gasoso e o SiO2 é sólido. 
13. Explique as ligações π em CO2, CO32-, SO2 e SO3. 
14. Porque é que o CCl4 não é afectado pela água enquanto que o SiCl4 é rapidamente 
hidrolisado? 
15. Escreva a fórmula do fosgénio. Como é que se pode produzir? Qual é a sua aplicação? 
16. Porque o SnI4 é um sólido cor de laranja, enquanto que o CCl4 e o SiBr4 são líquidos 
incolores? 
17. Porque o estanho forma com maior facilidade compostos divalentes que o silício? 
18. Como se pode produzir o germânio superpuro a partir do GeO2? 
19. Desenhe a estrutura de um anião silicato do piroxênio e do asbesto. 
20. Como se prepara o CS2 e para quê é usado? 
21. Dê duas reacções de preparação do mono-silano e compare as suas propriedades 
químicas com as de metano. Explique as diferenças.22. Dê três exemplos de fréons e diga como são preparados e qual é a sua aplicação. Como 
afectam o ambiente? 
23. Discuta as semelhanças e diferenças entre a trimetilamina e a trissilamina. 
24. Qual é a utilidade dos silicatos de sódio? 
25. O que são zeolitos? Como é que são aplicados no abrandamento da água? 
26. Como pode identificar os silicatos numa análise qualitativa? 
27. Quais são os principais minérios de Pb e Sn? Como são extraídos os metais? 
28. Dê as equações de reacção entre o Sn e: 
(a) H+(aq); (b) NaOH; (c) HNO3; (d) O2; (e) Cl2. 
29. Indique as principais aplicações aplicações do chumbo. 
30. Porque é que quando se pretende preparar a solução de SnCl2, normalmente se acidifica 
a água com HCl? 
31. O que é o vernelho-de-chumbo? Para que serve? 
32. Qual é a principal fonte de poluição por chumbo e o que deve ser feito no sentido de 
evitar esta poluição? Qual é o efeito do chumbo no Homem? 
33. Escreva as reacções para a produção de tetraacetato de chumbo. Qual é o uso desta 
substância? 
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34. Conclua e acerte as seguintes equações de reacção química: 
(a) Ge + HNO3 → 
(b) Sn + HNO3 → 
(c) Sn + KOH → 
(d) Pb + KOH → 
(e) PbO2 + HCl → 
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Curso de Licenciatura em Química 2005 -15-
Grupo V: N, P, As, Sb e Bi 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicas e químicas dos elementos 
deste grupo. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação de produtos e reagentes. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial dos elementos N, P, As, Sb e Bi. 
� Conhecer os processos de obtenção laboratorial de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 6 
1. Caracterize, comparativamente, os átomos dos elementos deste grupo indicando: 
a. As configurações electrónicas; 
b. Possibilidades de valência; 
c. NOX’s comuns. 
2. Use a teoria de orbitais moleculares (TOM) para explicar a ligação covalente no N2 e no 
NO. Qual é a ordem de ligação em cada caso? 
3. Como é que se obtém o fósoforo e o nitrogénio na indústria? 
4. Explique porque é que as moléculas de nitrogénio têm a fórmula N2, enquanto que as de 
fósforo têm a fórmula P4. 
5. Descreva os métodos industriais de obtenção de NH3, HNO3, e H3PO4. Quais são os seus 
principais usos? 
6. Indique um método de preparação de NH2OH e descreva alguns dos seus usos. 
7. Quais são os principais ingredientes dos fertilizantes? E como são obtidos? 
8. Descreva o uso de fosfatos na análise e na indústria. 
9. O NH3 líquido dissocia-se parcialmente em NH4+ e NH2-. Por analogia com a água, indique 
qual dos seguintes compostos se comporta como ácido ou base em NH3 líquido. 
 (a) NH4Cl; (b) KNH2; (c) HCl; (d) Zn(NH2)2; (e) NaOH. 
10. Compare o comportamento químico do nitrogénio e do fósoforo tomando como base as 
propriedades: 
a. dos elementos; 
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b. dos seus hidretos; 
c. dos seus cloretos e; 
d. dos ácidos nítrico e fosfórico. 
11. Como se pode obter o NH4NO3 a partir da água e nitrogénio atmosférico? 
12. O nitrito de sódio é usado como aditivo em alimentos. Dê exemplos dos vários tipos de 
alimentos em que ele é aplicado. Diga qual é a sua acção. E que controvérsia estará ligada 
à utilização deste aditivo? Mostre as reacções explicativas deste último aspecto. 
13. A densidade dos vapores de fósoforo a 800oC em relação ao ar é de 4.27 enquanto que 
a 150oC é duas vezes menor. Quantos átomos de fósoforo compõem a molécula a estas 
temperaturas? 
14. Prediga as estruturas das seguintes espécies: 
(a) NF4+; (b) N2F3+; (c) NH2OH; (d) SPCl3; (e) PF3Cl2. 
15. Escreva as equações balanceadas que mostrem a acção do calor sobre as seguintes 
substâncias: 
(a) NaNO3; (b) NH4NO3; (c) Uma mistura de NH4Cl e NaNO2; 
(d) Cu(NO3)3.2H2O; (e) Pb(NO3)2. (f) NaN3. 
16. Dê as equações que mostram as reacções da água com as seguintes substâncias: 
(a) Li3N; (b) CaNCN; (c) AlN; (d) NO3; (e) N2O5; (f) NCl3; 
(g)P4O6; (h) P4O10; (i) PCl3; (j) PCl5; (k) P2O5; (l) Na3P; 
(m) As4O6;; (n) As4O10; (o) SbCl3; (p) Mg3Bi; (q) Na3As; (r) NH4F; 
17. O amoníaco pode ser obtido a partir de seus sais ácidos com o ácido ortofosfórico, por 
evaporação. Mostre as fórmulas destes sais. Porque o amoníaco não pode ser obtido a partir 
do cloreto de amónio? E que acção exerce a cal apagada na produção do cloreto de 
amónio? 
18. Que compostos forma o fósforo com o hidrogénio? Como se podem obter essas 
substâncias? Compare as suas propriedades com as dos compostos do nitrogénio com o 
hidrogénio. 
19. Porque razão o NF3 é estável enquanto que o NCl3 e o NI3 são explosivos? 
20. Porque razão NF3 não tem propriedades doadoras mas, PF3 forma muitos complexos com 
os metais? Dê exemplos desses compostos. 
21. Complete as seguintes reacções químicas: 
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a. P + Cl2 → 
b. P + HNO3(conc) → 
c. Cu + HNO3 → 
d. P + Mg → 
e. CaC2 + N2 → 
f. PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + 
g. Mg3P2 + HCl → 
h. N2H4 + KI(aq) + I2 → 
i. H3PO2 + FeCl3 + HCl → H3PO3 + 
j. H3PO2 + I2 + H2O → 
k. H3PO3 → PH3 + 
l. H3PO3 + AgNO3 + H2O → Ag + 
22. Indique o método de obtenção do arsénio e do antimónio. Como se obtêm os espelhos 
de arsénio e de antimónio? 
23. Como se pode obter a azida de hidrogénio (HN3)? Será possível obter este ácido a partir 
da readção directa de hidrogénio e nitrogénio? 
24. Compare e contraste a estrutura e o comportamento de fosfatos, silicatos e boratos. 
25. Sugira as razões porque o PF5 é conhecido mas o NF5 não. 
26. Quais das moléculas seguintes são paramagnéticas: NO, NO2, N2O3, N2O4,N2O5 e N2O. 
27. Complete as equações de reacção seguintes: 
a. SbCl3 + HCl + Zn → 
b. AsH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + 
c. Sb2S3 + HNO3 (conc) → 
d. As2S3 + (NH4)2S → 
e. Sb2S3 + (NH4)2S → 
f. BiCl3 + K2SnO2 + KOH → Bi + 
g. Bi(OH)3 + Br2 + KOH → KbiO3 
h. NaBiO3 + Mn(NO3)2 + HNO3 → 
28. Escreva as fórmulas estruturais de todos os oxiácidos do nitrogénio e fósforo. 
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29. Indique algumas reacções que podem ser usadas para a síntese dos ácidos descritos no 
número anterior. 
30. Mostre as equações das reacções de obtenção de fertilizantes. Quais são os principais 
ingredientes e qual é a utilidade de cada um deles neles? 
31. Diga o que são fosfazenos. Dê exemplos de fosfazenos. Diga como é que são preparados. 
32. 25cm3 de uma solução 0.0500 M de oxalato de sódio (Na2C2O4) reagiram com 24.8 cm3 
de uma solução de permanganato de potássio A na presença de um excesso de ácido 
sulfúrico. 25 cm3 de uma solução 0.0494 M de hidroxilamina em ácido sulfúrico foram fervidos 
com um excesso de uma solução de sulfato férrico, depois de determinada a quantidade 
de ião ferroso encontrada na solução foi determinada como sendo equivalente a 24.65 ml 
da solução A. O produto B formado a partir da hidroxilamina nesta reacção, assume-se que 
não interferiu na determinação do ião ferroso. O que poderá dizer à cerca da sua 
identidade? 
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Grupo VI: O, S, Se, Te e Po 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicase químicas dos elementos 
deste grupo. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação de produtos e reagentes. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial de O, S, Se, Te e Po. 
� Conhecer os processos de obtenção laboratorial de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 7 
1. Como é que o oxigénio é obtido industrialmente? E quais são os principais usos? 
2. Compare os óxidos de Na e Ca com os de S e N. Faça comentários sobre os seus pontos 
de fusão, natureza da ligação e suas reacções com a água, ácidos e bases. 
3. De que forma e em que base se podem classificar os óxidos? 
4. Use a TOM para a ligação em cada espécie e indique a ordem de ligação e 
propriedades magnéticas, para: 
a. O2; 
b. O2- 
c. O22-; 
5. Existe uma camada de ozono na atmosfera. Porque é que ela é importante para o 
Homem? 
6. Descreva um método de preparação de H2O2. Escreva as equações de reacção 
balanceadas de H2O2, com: 
a. Solução acidulada de KMnO4; 
b. Solução aquosa de HI. 
7. Explique o significado da “força de ácido ou de base”. Dê exemplos, um de cada tipo, 
de compostos inorgânicos que quando dissolvidos em água se comportam como: 
a. Ácido forte; 
b. Base forte; 
c. Ácido fraco; 
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d. Base fraca. 
8. Descreva a estrutura electrónica do O3 e compare a actividade química deste com a do 
O2. Como se pode obter ozono a partir de oxigénio molecular? 
9. Depois de ozonar um determinado volume de oxigénio, à temperatura ambiente, 
determinou-se que o volume do gás, traduzido à pressão inicial, se tinha reduzido em 500 ml. 
Qual é o volume de ozono que se formou? Que quantidade de calor foi absorvida durante a 
sua formação, sabendo-se que na produção de ozono consomem-se 144.2 Kj/mol? 
10. Com base na estrutura dos átomos de enxofre, selénio e telúrio, indique quais os estados 
de valência e os números de oxidação típicos destes elementos. Quais as fórmulas dos seus 
óxidos superiores? Justifique. 
11. Compare os compostos hidrogenados dos elementos deste grupo, indicando como 
varia(m): 
a. A sua estabilidade térmica; 
b. As suas temperaturas de fusão e de ebulição; 
c. As suas propriedades ácidas e básicas, oxidantes e redutoras. 
Quais podem ser obtidos pela reacção directa com o hidrogénio? 
12. Compare os ácidos sulfuroso, teluroso e selenoso, de acordo com: 
a. As suas propriedades ácidas; 
b. A sua estabilidade; 
c. As suas propriedades oxidantes e redutoras. 
Ilustre a sua resposta com reacções. 
13. Como variam as propriedades ácidas na série ácido sulfúrico – selénico – telúrico? E as 
oxidantes? 
14. Quais os compostos hidrogenados que o enxofre forma? Como é que eles se obtêm? 
Qual é a estrutura desses compostos? Que NOX’s apresenta o enxofre nesses compostos? 
15. Quais são os processos sequenciais que têm lugar quando se adiciona, gradualmente, um 
álcali a uma solução saturada de sulfureto de hidrogénio? Escreva as equações iónico-
moleculares das transformações que ocorrem. 
16. Qual dos elementos deste grupo forma um hexácido. Escreva as fórmulas desse ácido. 
Porque razão os outros elementos deste grupo não formam ácidos deste tipo? 
17. Como se pode obter, no laboratório, sulfureto de hidrogénio? Mostre como se podem 
obter o seleneto e o telureto de hidrogénio. 
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18. Encontre uma explicação para o facto de o ZnS se dissolver em ácido clorídrico e o CuS 
não. Em que ácido podemos dissolver o sulfureto de cobre? 
19. O ZnS e o PbS podem ser obtidos pela reacção de soluções aquosas destes metais (de 
seus sais solúveis) com o ião S2-, mas o Al2S3 e o Cr2S3 não podem. Explique porque 
acontece este fenómeno. E como podem ser obtidos estes últimos? 
20. Complete as seguintes equações de reacção química: 
a. S + NaOH fusão) 
b. H2S + KMnO4 + H2O → 
c. FeCl3 + H2S → 
d. FeCl3 + Na2S + H2O → 
e. H2S + H2SO4 (conc.) → 
21. Explique as seguintes observações: o nitrato de prata, com a solução aquosa de 
tiossulfato de sódio dá um precipitado branco; O precipatado dissolve em excesso de 
tiossulfato. Quando o precipitado é aquecido, torna-se negro e o líquido dá um precipitado 
branco, com nitrati de bário acidulado. 
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Grupos VII (F, Cl, Br, I, At) e VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn) 
� Saber prever, de forma aproximada, as propriedades físicas e químicas dos elementos 
destes dois grupos. 
� Saber formular, acertar e interpretar uma reacção química entre reagentes inorgânicos 
(representativos) e indicar os estados de agregação de produtos e reagentes. 
� Conhecer os processos de obtenção industrial de F, Cl, Br, I e At. 
� Conhecer os processos de obtenção laboratorial de compostos inorgânicos simples e 
comprovar experimentalmente as suas propriedades químicas. 
� Saber prever e interpretar as propriedades ácido-base e redox dos compostos. 
 
 
FICHA DE EXERCÍCIOS N˚ 8 
1. Descreva os métodos de obtenção dos diferentes halogénios. 
2. Porque não se pode obter o F2 da electrólise das soluções aquosas de NaF? 
3. Indique alguns usos de Flúor e Cloro. 
4. Com a excepção do Flúor, os halogénios aparecem nos estados de oxidação –1 a +7. Dê 
exemplos de estruturas dos diferentes compostos formados nos vários estados de oxidação. 
5. Explique porque na formação de compostos covalentes, os brometos têm normalmente 
pontos de ebulição maiores que os dos cloretos, enquanto nos compostos iónicos a 
tendência observada é contrária. 
6. Descreva os métodos de preparação dos ácidos HF, HCl, HBr e HI. 
7. Desenhe a forma geométrica das seguintes moléculas: ClF, BrF3, IF5, IF7 e ICl4-. 
8. Desenhe as estruturas de de Cl2O6 e de Cl2O7. 
9. Desenhe as estruturas do XeF2, XeF4 e XeF6. Indique as equações de reacção destes 
compostos com a água. 
10. Como podem ser preparados os compostos XeO3, XeOF4 e Ba2XeO6? 
11. “De alguma maneira a descoberta de compostos dos gases nobres criou mais problemas 
ao invés de resolvé-los”. Discuta esta afirmação com particula referência à estabilidade das 
orbitais preenchidas e à participação de d orbitais na formação de ligações com s e p 
elementos. 
12. Sugira razões para explicar o facto de compostos binários de gases nobres serem somente 
óxidos e fluoretos de Kr, Xe e Rn. 
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13. Porque o XeCl2 é menos estável que o XeF2? 
14. Explique a estrutura dos compostos de Xe da tabela apresentada nos apontamentos. 
15. A energia de dissociação das moléculas dos halogénios é igual a 155, 243, 190, 149 Kj/mol, 
para o Flúor, o Cloro, o Bromo e o Iodo, respectivamente. Explique a razão porque o cloro 
possui a molécula mais estável? 
16. Escreva a equação de reacção entre halogénios e a água e as soluções de bases (a frio 
ou a quente). 
17. O grau de dissociação térmica do HI a 300°C é igual a 20%. Quais as concentrações de 
equilíbrio de H2 e de I2 no sistema H2 + I2 → 2 HI, sabendo que a 
concentração de HI é igual a 0.96 mol/l. 
18. Caracterize, comparativamente, as propriedades dos haletos de hidrogénio, indicando o 
carácter da variação: (a) das temperaturas de fusão e ebulição; (b) da estabilidade 
térmica; (c) das propriedades redutoras. 
Explique as variações que se observam. 
19. Porquê os métodos que se aplicam para a obtenção de HCl podem ser, também, 
aplicados na obtenção do HI? 
20. Obtenha o HIO3 a partir de I2, MnO2 e HCl.Escreva as equações de reacção respectivas. 
21. Onde pode ser encontrado o He na atmosfera e na Terra? E qual é a sua origem nestas 
fontes? Como pode ser obtido comercialmente e para que é usado? 
22. Como se obtém o Ar comercialmente e para que é usado? 
23. Complete as equações de reacção que se seguem: 
a. F2 + NaOH → 
b. K2CO3 + Cl2 + H2O → 
c. KMnO4 + HCl → 
d. HClO3 + HCl → 
e. NaCl + KclO + H2SO4 → 
f. NaCrO2 + Br2 + NaOH → 
g. I2 + Cl2 + H2O → 
h. I2 + HNO3 (conc.) → 
i. KI + H2SO4 (conc.) → 
j. KBr + KClO3 + H2SO4 →