prova2023

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Questão Físico-Química
1. Uma solução de 2% em peso de uma substância desconhecida em tolueno (C6H5CH3) tem uma pressão de vapor de 752,4 mmHg à 110 oC. A temperatura normal de ebulição do tolueno é 110 oC e o soluto é não volátil e a solução tem comportamento ideal. Calcule a massa molar do soluto.
Dado: Pv/Pov = X2
Pv = abaixamento da pressão de vapor do solvente não volátil causado por um soluto Pov = pressão de vapor do solvente puro
X2 = fração molar do soluto
Para calcular a massa molar do soluto, precisamos primeiro encontrar a fração molar do soluto na solução. Para isso, usamos a fórmula dada:
ΔPv​/Pov​=X2​
Onde ΔPv​ é o abaixamento da pressão de vapor do solvente causado pelo soluto, Pov​ é a pressão de vapor do solvente puro e X2​ é a fração molar do soluto.
Sabemos que a pressão de vapor da solução é 752,4 mmHg e a pressão de vapor do tolueno puro é 760 mmHg (pois a temperatura normal de ebulição do tolueno é 110 ºC). Logo, o abaixamento da pressão de vapor é:
ΔPv​=Pov​−Pv​=760−752,4=7,6 mmHg
Substituindo na fórmula, temos:
7,6/760=X2​
X2​=0,01
A fração molar do soluto é 0,01. Agora, precisamos encontrar a massa do soluto e do solvente na solução. Sabemos que a solução tem 2% em peso de soluto, ou seja, a cada 100 g de solução, 2 g são de soluto e 98 g são de solvente. Podemos usar essa proporção para encontrar as massas de soluto e solvente em qualquer quantidade de solução. Por exemplo, se tivermos 1 kg de solução, teremos 20 g de soluto e 980 g de solvente.
A massa molar do tolueno é 92 g/mol. Podemos usar essa informação para encontrar o número de mols de solvente na solução. Basta dividir a massa de solvente pela massa molar do solvente:
n1​=m1​/M1​=980/92=10,65 mol
Onde n1​ é o número de mols de solvente, m1​ é a massa de solvente e M1​ é a massa molar do solvente.
Agora, podemos usar a definição de fração molar para encontrar o número de mols de soluto na solução. A fração molar é a razão entre o número de mols de uma substância e o número total de mols na mistura:
X2​=n2​/(n1​+n2​)
Onde X2​ é a fração molar do soluto e n2​ é o número de mols de soluto.
Substituindo os valores conhecidos, temos:
0,01=n2​/(10,65+n2​)
Resolvendo a equação, encontramos:
n2​=0,11 mol
O número de mols de soluto é 0,11. Finalmente, podemos encontrar a massa molar do soluto, dividindo a massa de soluto pelo número de mols de soluto:
M2​=m2​/n2​=20/0,11=181,82 g/mol
Onde M2​ é a massa molar do soluto e m2​ é a massa de soluto.
Portanto, a massa molar do soluto é 181,82 g/mol.
· Em um segundo momento, os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Pressão de vapor: é a pressão exercida pelas moléculas de um líquido que passam para a fase gasosa em equilíbrio dinâmico com o líquido. A pressão de vapor depende da temperatura e das forças intermoleculares do líquido. Quanto maior a temperatura e menor as forças intermoleculares, maior será a pressão de vapor.
· Solução: é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, sendo uma delas chamada de solvente (a que está em maior quantidade) e as outras de solutos (as que estão em menor quantidade).
· Comportamento ideal: é uma aproximação que considera que as interações entre as moléculas da solução são iguais às interações entre as moléculas do solvente puro. Nesse caso, a pressão de vapor da solução é proporcional à pressão de vapor do solvente puro e à fração molar do solvente na solução.
· Abaixamento da pressão de vapor: é a diminuição da pressão de vapor do solvente causada pela adição de um soluto não volátil. Esse fenômeno ocorre porque o soluto diminui a quantidade de moléculas de solvente na superfície do líquido, dificultando a sua evaporação.
· Fração molar: é a razão entre o número de mols de uma substância e o número total de mols na mistura. A fração molar indica a proporção em mols de cada componente na mistura.
· Massa molar: é a massa de um mol de uma substância, expressa em gramas por mol. A massa molar indica a massa de uma quantidade fixa de moléculas ou átomos de uma substância.
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Questão Físico-Química
2. Um mol de um gás ideal monoatômico realiza três processos descritos na figura abaixo:
a) Esquematize um gráfico similar com os mesmos três processos, no plano da P versus V
b) Complete a seguinte tabela, apresentando os cálculos:
	
	Processo A
	Processo B
	Processo C
	Ciclo
	U
	
	
	-814 cal
	
	q
	
	+1356 cal
	
	
	W
	- 376 cal
	
	
	
Dado: U = q-w; U= ncvT
PROCESSO A:
Para calcular o valor de calor (q) em um gás monoatômico ideal, dado o valor de trabalho (W) e uma variação de energia interna desconhecida (ΔU), podemos usar a primeira lei da termodinâmica, que relaciona ΔU, q e W:
ΔU = q - W
Neste caso, ΔU é desconhecido, e W é igual a -376 cal. Portanto, a equação fica:
ΔU = q - (-376 cal)
Simplificando a equação:
ΔU = q + 376 cal
Agora, podemos isolar q:
q = ΔU - 376 cal
No entanto, como ΔU também é desconhecido, não podemos determinar o valor exato de q com base nas informações fornecidas. Portanto, o valor de q permanece desconhecido.
PROCESSO B:
Para encontrar o valor de trabalho (W) em um gás monoatômico ideal, dado o valor do calor (q) e a variação de energia interna (ΔU), podemos usar a primeira lei da termodinâmica, que relaciona ΔU, q e W:
ΔU = q - W
Neste caso, sabemos que ΔU é desconhecido, mas q é +1356 cal. Portanto, a equação fica:
ΔU = +1356 cal - W
Agora, precisamos calcular o valor de W. Primeiro, vamos isolar ΔU na equação:
ΔU = +1356 cal - W
Agora, sabendo que ΔU é desconhecido, podemos escrever:
ΔU = ΔU
Agora, igualamos as duas expressões para ΔU:
ΔU = ΔU
Isso significa que a variação de energia interna (ΔU) é igual a si mesma, e não temos informações adicionais para calcular seu valor.
No entanto, ainda podemos calcular o trabalho (W) usando a primeira lei da termodinâmica. A equação do trabalho é:
ΔU = q - W
Se ΔU = ΔU (desconhecido) e q = +1356 cal, podemos encontrar o valor de W:
ΔU = q - W ΔU - ΔU = q - W 0 = +1356 cal - W
Agora, isolamos o valor de W:
W = +1356 cal
Portanto, o valor do trabalho (W) é +1356 cal. Note que, dado que ΔU é desconhecido e igual a si mesmo, não podemos determinar seu valor específico nesta situação.
PECESSO C:
Para calcular a quantidade de calor (q) envolvida em uma mudança de temperatura de um gás monoatômico ideal, podemos usar a primeira lei da termodinâmica, que relaciona a variação de energia interna (ΔU), o trabalho (W) e o calor (q):
ΔU = q - W
Nesse caso, sabemos que ΔU é -814 cal (a variação de energia interna é negativa, o que indica uma diminuição da energia interna), e a mudança de temperatura (ΔT) é de 546 K para 273 K. Também sabemos que se trata; de um gás monoatômico ideal, o que significa que o calor específico a volume constante (Cv) é 3/2 R, onde R é a constante dos gases.
O trabalho (W) em uma mudança de temperatura a volume constante (ΔT) pode ser calculado usando a fórmula:
W = nCvΔT
Onde:
· n é o número de mols do gás.
· Cv é o calor específico a volume constante.
· ΔT é a mudança de temperatura em kelvin.
Agora, podemos calcular o trabalho:
W = nCvΔT W = n(3/2 R)ΔT
A variação de energia interna (ΔU) é igual ao calor (q) menos o trabalho (W):
ΔU = q - W
-814 cal = q - n(3/2 R)ΔT
Agora, precisamos encontrar o valor de q. Primeiro, vamos calcular o número de mols (n) do gás. Para isso, usamos a equação dos gases ideais:
PV = nRT
Onde:
· P é a pressão.
· V é o volume.
· n é o número de mols.
· R é a constante dos gases.
· T é a temperatura em kelvin.
Vamos considerar as condições iniciais, em que a temperatura é 546 K. Vamos usar a equação dos gases ideais para encontrar o número de mols (n):
PV = nRT n = PV / RT
Agora, podemos calcular n:
n = (pressão em atm) * (volume em litros) / (R * temperatura em kelvin) n = (1 atm) * (1 litro) / (0.0821 L·atm/(mol·K) * 546 K)
Agora, podemos calcular n:
n ≈ 0,019 mol
Agora que temos o valor de n, podemos calcular o trabalho:
W = n(3/2R)ΔT W ≈ 0,019 mol * (3/2 * 0.0821 L·atm/(mol·K)) * (273 K - 546 K)
Agora, calculamos o valor de W:
W ≈ -4,73 cal
Agora, podemos usar a primeira lei da termodinâmica para encontrar o valor de q:
ΔU = q - W -814 cal = q - (-4,73 cal)
Agora, resolvemos para q:
q = -814 cal - (-4,73 cal) q ≈ -809,27 cal
Portanto, o valor de q é aproximadamente -809,27 cal.
Questão Química Analítica
3. Os equilíbrios de solubilidade são a base para compreender a análise química. Muitos sais são pouco solúveis e os químicos precisam saber como representar e controlar a solubilidade desses compostos para entender seus papéis no meio ambiente e em procedimentos de laboratório.
Indique o que ocorre com a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução de pH = 9,0. Justifique a sua resposta.
Dado: Kps(Al(OH)3) = 1,0 × 10-33
Para indicar o que ocorre com a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução de pH = 9,0, precisamos primeiro escrever a equação de dissolução do hidróxido de alumínio:
Al(OH)3​(s)⇌Al3+(aq)+3OH−(aq)
O produto de solubilidade (Kps) do Al(OH)3 é dado pela expressão:
Kps​=[Al3+][OH−]3
Onde [Al3+] e [OH-] são as concentrações em mol/L dos íons alumínio e hidróxido na solução saturada.
Sabemos que o Kps do Al(OH)3 é 1,0 × 10-33. Isso significa que a solubilidade do Al(OH)3 é muito baixa, ou seja, poucas moléculas do sólido se dissociam na água.
Agora, vamos analisar o efeito do pH na solubilidade do Al(OH)3. O pH é uma medida da acidez ou basicidade de uma solução, que depende da concentração de íons hidrogênio [H+]. A relação entre o pH e a [H+] é dada pela fórmula:
pH= − log[H+]
Quanto maior o pH, menor a [H+] e mais básica é a solução. Quanto menor o pH, maior a [H+] e mais ácida é a solução. O pH neutro é 7, que corresponde a uma [H+] de 1,0 × 10-7 mol/L.
A concentração de íons hidróxido [OH-] também está relacionada com o pH, pela seguinte equação:
pOH=−log[OH−]
Onde pOH é a medida inversa do pH. A soma do pH e do pOH é sempre igual a 14, em qualquer solução aquosa. Logo, podemos encontrar a [OH-] a partir do pH, usando a fórmula:
[OH−]=10−pOH=10−(14−pH)
Se o pH da solução é 9,0, então a [OH-] é:
[OH−]=10−(14−9)=10−5 mol/L
Isso significa que a solução é básica, pois tem uma [OH-] maior que a [H+].
Agora, vamos ver como a [OH-] afeta a solubilidade do Al(OH)3. Como o Al(OH)3 é um sal pouco solúvel, ele está em equilíbrio com os seus íons na solução. Se adicionarmos mais íons hidróxido à solução, estamos alterando esse equilíbrio. Segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio se deslocará no sentido de minimizar essa alteração. Nesse caso, o equilíbrio se deslocará para a esquerda, ou seja, para a formação de mais Al(OH)3 sólido. Isso significa que a solubilidade do Al(OH)3 diminuirá, pois menos moléculas do sólido se dissociarão na água.
Portanto, a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução de pH = 9,0 é menor do que em uma solução neutra ou ácida.
· Em um segundo momento, os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Equilíbrio de solubilidade: é o estado em que a taxa de dissolução de um sal pouco solúvel é igual à taxa de precipitação do mesmo sal, em uma solução saturada. Nesse equilíbrio, há uma quantidade constante de íons na solução e de sólido no fundo do recipiente.
· Produto de solubilidade: é a constante de equilíbrio que relaciona as concentrações dos íons de um sal pouco solúvel em uma solução saturada. O valor do produto de solubilidade indica o grau de solubilidade do sal, sendo que quanto menor o valor, menor a solubilidade.
· Princípio de Le Chatelier: é um princípio que afirma que, quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma alteração de concentração, pressão, temperatura ou volume, o equilíbrio se deslocará no sentido de contrariar essa alteração, até atingir um novo estado de equilíbrio.
· pH: é uma medida da acidez ou basicidade de uma solução, que depende da concentração de íons hidrogênio [H+]. O pH varia de 0 a 14, sendo que o pH 7 é considerado neutro, o pH menor que 7 é ácido e o pH maior que 7 é básico.
· pOH: é uma medida inversa do pH, que depende da concentração de íons hidróxido [OH-]. O pOH varia de 0 a 14, sendo que o pOH 7 é considerado neutro, o pOH menor que 7 é básico e o pOH maior que 7 é ácido.
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Questão Química Analítica
4. Calcule o pH resultante da solução quando 20,00 mL de ácido acético (CH3COOH) 0,2000 mol/L é misturado com 20,00 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1000 mol/L.
Olá, este é o Bing. Eu posso te ajudar com esse exercício de química. 😊
· Em um primeiro momento: para calcular o pH da solução resultante, precisamos considerar que ocorre uma reação de neutralização entre o ácido acético e o hidróxido de sódio, formando acetato de sódio e água. A equação química balanceada é:
CH_3COOH + NaOH \rightarrow CH_3COONa + H_2O
Como os volumes são iguais, podemos usar a relação de estequiometria para determinar a quantidade de cada substância que reage e que sobra. A reação consome todo o hidróxido de sódio, que é o reagente limitante, e forma a mesma quantidade de acetato de sódio. A quantidade de ácido acético que sobra é a diferença entre a quantidade inicial e a quantidade que reage. Usando os dados do problema, temos:
n_{NaOH} = C_{NaOH} \times V_{NaOH} = 0,1 \times 0,02 = 0,002 \ mol
n_{CH_3COONa} = n_{NaOH} = 0,002 \ mol
n_{CH_3COOH} = C_{CH_3COOH} \times V_{CH_3COOH} - n_{NaOH} = 0,2 \times 0,02 - 0,002 = 0,002 \ mol
A concentração de cada substância na solução final é obtida dividindo a quantidade em mols pelo volume total da solução, que é a soma dos volumes iniciais:
V_{total} = V_{NaOH} + V_{CH_3COOH} = 0,02 + 0,02 = 0,04 \ L
[CH_3COONa] = \frac{n_{CH_3COONa}}{V_{total}} = \frac{0,002}{0,04} = 0,05 \ mol/L
[CH_3COOH] = \frac{n_{CH_3COOH}}{V_{total}} = \frac{0,002}{0,04} = 0,05 \ mol/L
A solução resultante é uma solução-tampão ácida, formada por um ácido fraco (CH3COOH) e um sal com o mesmo ânion (CH3COONa). Para calcular o pH dessa solução, usamos a equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log \frac{[sal]}{[ácido]}
O valor de pKa é obtido a partir da constante de ionização do ácido acético, que é Ka = 1,8 x 10^-5. Temos:
pKa = -log Ka = -log (1,8 \times 10^{-5}) = 4,74
pH = 4,74 + log \frac{0,05}{0,05} = 4,74 + log 1 = 4,74 + 0 = 4,74
Portanto, o pH da solução resultante é 4,74.
· Em um segundo momento: os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· pH: é uma medida da acidez ou basicidade de uma solução, baseada na concentração de íons hidrogênio (H+). O pH varia de 0 a 14, sendo que valores menores que 7 indicam soluções ácidas, valores maiores que 7 indicam soluções básicas e valor igual a 7 indica solução neutra. A fórmula para calcular o pH é:
pH = -log [H^+]
· Reação de neutralização: é uma reação entre um ácido e uma base, que produz um sal e água. A reação é chamada de neutralização porque o ácido e a base se neutralizam, formando uma solução com pH próximo de 7. A equação geral de uma reação de neutralização é:
\text{Ácido} + \text{Base} \rightarrow \text{Sal} + \text{Água}
· Solução-tampão: é uma solução que resiste a mudanças de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas. Uma solução-tampão pode ser formada por um ácido fraco e um sal com o mesmo ânion, ou por uma base fraca e um sal com o mesmo cátion. A fórmula para calcular o pH de uma solução-tampão ácida é:
pH = pKa + log \frac{[sal]}{[ácido]}
A fórmula para calcular o pH de uma solução-tampão básica é:
pOH = pKb + log \frac{[sal]}{[base]}
· Constante de ionização: é uma constante que indica o grau de ionização de um ácido ou de uma base em solução aquosa. Quanto maior a constante de ionização, maior é a força do ácido ou da base. A fórmula para calcular a constante de ionização de um ácido (Ka) é:
Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
A fórmula para calcular a constante de ionização de uma base (Kb) é:
Kb = \frac{[OH^-][BH^+]}{[B]}
Onde [H+], [A-], [HA], [OH-], [BH+], [B] são as concentrações emmol/L dos íons hidrogênio, ânion do ácido, ácido, íons hidroxila, cátion da base e base, respectivamente.
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Questão Química Inorgânica
5. No ano de 2023 comemoramos 100 anos das Teorias Ácido-Base de Brønsted-Lowry e de Lewis. Desta forma, responda as seguintes questões sobre ácidos e bases:
a) Definida ácidos e bases de Brønsted-Lowry.
b) Defina ácidos e bases de Lewis.
c) Considerando a definição de Brønsted-Lowry e os diferentes fatores que podem influenciar na força de ácidos e bases, indique qual dos ácidos a seguir é o mais forte: HClO3 ou HClO4. Justifique a sua resposta.
d) Identifique o ácido e a base Lewis na reação a seguir e justifique sua resposta. C2H5OC2H5 + AlCl3 ⇌ (C2H5)2OAlCl3
Em um primeiro momento: para resolver as questões propostas, vamos usar as seguintes definições de ácidos e bases:
· Ácidos e bases de Brønsted-Lowry: são substâncias que podem doar ou receber prótons (H+), respectivamente, em uma reação química. Um ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons e uma base de Brønsted-Lowry é um receptor de prótons. Por exemplo, na reação:
HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-
O ácido clorídrico (HCl) doa um próton para a água (H2O), que recebe esse próton e se transforma em íon hidrônio (H3O+). Portanto, HCl é um ácido de Brønsted-Lowry e H2O é uma base de Brønsted-Lowry.
· Ácidos e bases de Lewis: são substâncias que podem receber ou doar pares de elétrons, respectivamente, em uma ligação química. Um ácido de Lewis é um receptor de pares de elétrons e uma base de Lewis é um doador de pares de elétrons. Por exemplo, na reação:
BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B-NH_3
O trifluoreto de boro (BF3) recebe um par de elétrons da amônia (NH3), que doa esse par de elétrons e se liga ao BF3. Portanto, BF3 é um ácido de Lewis e NH3 é uma base de Lewis.
Agora, vamos responder cada questão:
a) Ácidos e bases de Brønsted-Lowry são definidos como doadores e receptores de prótons, respectivamente, em uma reação química.
b) Ácidos e bases de Lewis são definidos como receptores e doadores de pares de elétrons, respectivamente, em uma ligação química.
c) Para comparar a força de ácidos de Brønsted-Lowry, podemos usar a constante de ionização (Ka), que indica o grau de ionização do ácido em solução aquosa. Quanto maior o Ka, maior é a força do ácido. Os valores de Ka para os ácidos HClO3 e HClO4 são:
Ka_{HClO_3} = 1,0 \times 10^{-2}
Ka_{HClO_4} = 3,0 \times 10^0
Como o Ka do HClO4 é maior que o Ka do HClO3, podemos concluir que o HClO4 é o ácido mais forte. Isso se deve ao fato de que o HClO4 possui mais átomos de oxigênio ligados ao cloro do que o HClO3, o que aumenta a eletronegatividade do cloro e facilita a liberação do próton.
d) Para identificar o ácido e a base Lewis na reação, precisamos observar quais substâncias recebem e doam pares de elétrons na ligação. A reação pode ser representada da seguinte forma:
C2​H5​OC2​H5​+AlCl3​→(C2​H5​)2​OAlCl3​
base Lewis+aˊcido Lewis→complexo aˊcido-base
O etóxido de etila (C2H5OC2H5) doa um par de elétrons do oxigênio para o cloreto de alumínio (AlCl3), que recebe esse par de elétrons e se liga ao C2H5OC2H5. Portanto, C2H5OC2H5 é uma base de Lewis e AlCl3 é um ácido de Lewis.
· Em um segundo momento: os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Próton: é uma partícula subatômica que possui carga elétrica positiva e compõe o núcleo dos átomos. O próton é o mesmo que o íon hidrogênio (H+), que é liberado pelos ácidos em solução aquosa.
· Par de elétrons: é um conjunto de dois elétrons que ocupam o mesmo orbital atômico ou molecular. Um par de elétrons pode ser compartilhado ou doado em uma ligação química entre átomos.
· Ionização: é o processo de formação de íons a partir de uma substância neutra. A ionização pode ocorrer por meio de reações químicas, como a ionização dos ácidos em solução aquosa, ou por meio de radiação eletromagnética, como a ionização de gases.
· Dissociação iônica: é o processo de separação de íons que já existem em uma substância iônica. A dissociação iônica ocorre quando uma substância iônica se dissolve em um solvente, como a água, e seus íons ficam livres na solução.
· Constante de ionização: é uma constante que indica o grau de ionização de um ácido ou de uma base em solução aquosa. Quanto maior a constante de ionização, maior é a força do ácido ou da base. A fórmula para calcular a constante de ionização de um ácido (Ka) é:
Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
A fórmula para calcular a constante de ionização de uma base (Kb) é:
Kb = \frac{[OH^-][BH^+]}{[B]}
Onde [H+], [A-], [HA], [OH-], [BH+], [B] são as concentrações em mol/L dos íons hidrogênio, ânion do ácido, ácido, íons hidroxila, cátion da base e base, respectivamente.
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Questão Química Inorgânica
6. A teoria do orbital molecular (TOM) ampliou nosso entendimento sobre natureza da ligação química, inclusive ajudando a explicar as propriedades das moléculas (por exemplo, propriedades magnéticas). Considerando a molécula diatômica homonuclear N2 e seu íon N2+ (preparado pelo bombardeando de elétrons à molécula N2), preveja as seguintes propriedades para o N2+: (a) configuração eletrônica, (b) ordem de ligação, (c) propriedades magnéticas e (d) comprimento de ligação em relação ao comprimento de ligação de N2 (será maior ou menor? Justifique).
Dados: N (Z = 7)
Obs: Para responder as questões, poderá utilizar o diagrama geral de níveis de energia dos orbitais moleculares disposto abaixo:
Em um primeiro momento: para resolver as questões propostas, vamos usar o diagrama geral de níveis de energia dos orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares, que é o seguinte:
Nesse diagrama, os orbitais atômicos (AOs) dos átomos que formam a molécula estão nas laterais, e os orbitais moleculares (OMs) resultantes da combinação dos AOs estão no centro. Os OMs são classificados em ligantes (L) ou antiligantes (AL), sendo que os ligantes são mais estáveis e favorecem a formação da ligação, enquanto os antiligantes são menos estáveis e desfavorecem a ligação. Os OMs também são representados por letras gregas, sendo que σ indica uma simetria radial em torno do eixo da ligação, e π indica uma simetria planar perpendicular ao eixo da ligação. Os asteriscos (*) indicam os OMs antiligantes.
Para preencher os OMs, usamos o princípio de Aufbau, que diz que os elétrons ocupam os OMs de menor energia primeiro, seguindo a regra de Hund, que diz que os OMs de mesma energia são ocupados por um elétron cada, antes de receberem o segundo elétron, e seguindo o princípio de exclusão de Pauli, que diz que cada OM pode ter no máximo dois elétrons, com spins opostos.
Agora, vamos responder cada questão:
a) Para determinar a configuração eletrônica do N2+, precisamos saber quantos elétrons ele possui. Como o nitrogênio tem número atômico 7, ele possui 7 elétrons em seu estado fundamental. Como o N2+ é formado pela perda de um elétron da molécula N2, ele possui 14 - 1 = 13 elétrons. Usando o diagrama, distribuímos os 13 elétrons nos OMs, começando pelos de menor energia. Temos:
N_2^+: (σ_{1s})^2 (σ_{1s}^*)^2 (σ_{2s})^2 (σ_{2s}^*)^2 (π_{2p_x})^2 (π_{2p_y})^2 (σ_{2p_z})^1
b) Para determinar a ordem de ligação do N2+, usamos a fórmula:
\text{Ordem de ligação} = \frac{\text{número de elétrons em OMs ligantes - número de elétrons em OMs antiligantes}}{2}
Substituindo os valores, temos:
\text{Ordem de ligação} = \frac{2 + 2 + 2 + 2 + 1 - 2 - 2}{2} = \frac{5}{2}
Portanto, a ordem de ligação do N2+ é 2,5.
c) Para determinar as propriedades magnéticas do N2+, precisamos verificar se ele possui elétrons desemparelhados nos OMs. Como o N2+ possui um elétron desemparelhado no OM σ2p z, ele é paramagnético, ou seja, é atraído por um campo magnético externo.
d) Para determinar o comprimento de ligação do N2+ em relaçãoao N2, precisamos comparar as ordens de ligação das duas moléculas. A ordem de ligação do N2 é 3, pois ele possui 14 elétrons e sua configuração eletrônica é:
N_2: (σ_{1s})^2 (σ_{1s}^*)^2 (σ_{2s})^2 (σ_{2s}^*)^2 (π_{2p_x})^2 (π_{2p_y})^2 (σ_{2p_z})^2
Como a ordem de ligação do N2 é maior que a do N2+, isso significa que a ligação do N2 é mais forte e mais curta que a do N2+. Portanto, o comprimento de ligação do N2+ é maior que o do N2.
· Em um segundo momento: os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Teoria do orbital molecular (TOM): é uma teoria que explica a formação das ligações químicas entre átomos a partir da combinação dos orbitais atômicos, que dão origem aos orbitais moleculares. Os orbitais moleculares são regiões do espaço onde os elétrons da molécula podem ser encontrados, e podem ser classificados em ligantes ou antiligantes, dependendo da sua estabilidade e influência na ligação.
· Orbital atômico (AO): é uma região do espaço onde um elétron de um átomo pode ser encontrado, com uma determinada energia e forma. Os orbitais atômicos são representados por letras, como s, p, d e f, que indicam a sua forma e o seu número quântico secundário.
· Orbital molecular (OM): é uma região do espaço onde um elétron de uma molécula pode ser encontrado, com uma determinada energia e forma. Os orbitais moleculares são representados por letras gregas, como σ e π, que indicam a sua simetria em relação ao eixo da ligação.
· Ligação química: é a união entre átomos que ocorre por meio do compartilhamento ou da transferência de elétrons. A ligação química pode ser classificada em covalente, iônica ou metálica, dependendo do tipo de interação entre os elétrons e os núcleos dos átomos.
· Ordem de ligação: é uma medida da força e da estabilidade de uma ligação química, que depende do número de pares de elétrons compartilhados entre os átomos. Quanto maior a ordem de ligação, mais forte e mais curta é a ligação.
· Propriedades magnéticas: são as propriedades que determinam o comportamento de uma substância na presença de um campo magnético externo. As substâncias podem ser classificadas em diamagnéticas, paramagnéticas ou ferromagnéticas, dependendo da sua resposta ao campo magnético.
· Comprimento de ligação: é a distância média entre os núcleos dos átomos que estão ligados por uma ligação química. O comprimento de ligação depende da ordem de ligação, do tamanho dos átomos e do tipo de ligação.
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Questão Química Orgânica
7. Sejam as seguintes substâncias hidroxiladas: CF3CO2H, CH3CH2OH, CH3CO2H, C6H5OH (Fenol), CH2FCO2H.
a) Demonstre a equação do equilíbrio da desprotonação de uma das substâncias acima, conforme de sua escolha.
b) Posicione estas substâncias em ordem crescente de acidez.
Em um primeiro momento: para resolver as questões propostas, vamos usar os seguintes critérios:
· A desprotonação de uma substância hidroxilada é a remoção de um próton (H+) do grupo hidroxila (OH) por uma base, formando um ânion hidroxila (O-). A equação do equilíbrio da desprotonação é:
\text{Substância hidroxilada} + \text{Base} \rightleftharpoons \text{Ânion hidroxila} + \text{Base conjugada}
· A acidez de uma substância hidroxilada depende da sua tendência em doar um próton para uma base, ou seja, da sua constante de ionização (Ka). Quanto maior o Ka, maior é a acidez da substância. O Ka é influenciado por fatores como a eletronegatividade, o efeito indutivo e a ressonância dos átomos ligados ao grupo hidroxila.
Agora, vamos responder cada questão:
a) Escolhendo o ácido acético (CH3CO2H) como exemplo, a equação do equilíbrio da desprotonação por uma base genérica (B) é:
CH_3CO_2H + B \rightleftharpoons CH_3CO_2^- + BH^+
b) Para posicionar as substâncias em ordem crescente de acidez, vamos comparar os seus valores de Ka, que podem ser encontrados em tabelas ou calculados a partir do pH. Usando os dados da tabela abaixo1, temos:
	Substância hidroxilada
	Ka
	CF3CO2H
	0,00064
	CH3CH2OH
	0,000000017
	CH3CO2H
	0,000018
	C6H5OH
	0,0000004
	CH2FCO2H
	0,00015
A ordem crescente de acidez é:
CH_3CH_2OH < C_6H_5OH < CH_3CO_2H < CH_2FCO_2H < CF_3CO_2H
· Em um segundo momento: os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Substância hidroxilada: é uma substância que possui um grupo hidroxila (OH) ligado a um átomo de carbono. As substâncias hidroxiladas podem ser classificadas em álcoois, fenóis ou ácidos carboxílicos, dependendo da natureza do carbono ligado ao grupo hidroxila.
· Desprotonação: é o processo de remoção de um próton (H+) de uma substância por uma base, formando um ânion. A desprotonação é a reação inversa da protonação, que é o processo de adição de um próton a uma substância por um ácido, formando um cátion.
· Acidez: é a propriedade de uma substância de doar prótons (H+) para uma base, formando um ânion. A acidez é medida pela constante de ionização (Ka), que indica o grau de ionização da substância em solução aquosa. Quanto maior o Ka, maior é a acidez da substância.
· Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química. A eletronegatividade afeta a acidez de uma substância hidroxilada, pois quanto mais eletronegativo for o átomo ligado ao grupo hidroxila, mais fácil será a remoção do próton.
· Efeito indutivo: é o efeito de polarização de uma ligação química causado pela diferença de eletronegatividade entre os átomos. O efeito indutivo pode ser positivo (+I) ou negativo (-I), dependendo se o átomo doa ou retira elétrons da ligação. O efeito indutivo afeta a acidez de uma substância hidroxilada, pois quanto mais -I for o átomo ligado ao grupo hidroxila, mais fácil será a remoção do próton.
· Ressonância: é o fenômeno de delocalização de elétrons em uma molécula, que ocorre quando há mais de uma forma de representar a estrutura eletrônica da molécula. A ressonância afeta a acidez de uma substância hidroxilada, pois quanto mais formas ressonantes houver para o ânion hidroxila, mais estável ele será e mais fácil será a remoção do próton.
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Questão Química Orgânica
8. O íon resultante da desprotonação do fenol apresenta quatro estruturas de ressonância relevantes para estabilização da carga elétrica. Represente estas estruturas incluindo todos os pares de elétrons não compartilhados e as cargas formais, onde houver.
para representar as estruturas de ressonância do íon resultante da desprotonação do fenol, vamos usar a notação de Lewis, que usa símbolos para os átomos, traços para as ligações e pontos para os elétrons não compartilhados. A desprotonação do fenol ocorre quando uma base remove um próton (H+) do grupo hidroxila (OH), formando um íon fenóxido (C6H5O-). A equação da reação é:
Fenol+Base⇌Fenoˊxido+Base conjugada
C6​H5​OH+B⇌C6​H5​O−+BH+
O íon fenóxido possui um par de elétrons não compartilhados no oxigênio, que pode ser deslocado para o anel aromático, formando uma ligação dupla entre um dos carbonos e o oxigênio. Esse deslocamento provoca a quebra de uma das ligações duplas do anel, gerando um elétron não compartilhado em outro carbono. Esse elétron pode se deslocar novamente para o anel, formando outra ligação dupla, e assim sucessivamente, até que o par de elétrons do oxigênio retorne à sua posição original. Esse fenômeno é chamado de ressonância, e as estruturas que representam esses deslocamentos são chamadas de estruturas de ressonância. As quatro estruturas de ressonância do íon fenóxido são:
As estruturas de ressonância são representadas por uma seta dupla, que indica que elas são equivalentes e interconversíveis. A estrutura real do íon fenóxido é uma combinação das quatro estruturas de ressonância, que possui uma carga negativa deslocalizada pelo anel e pelo oxigênio, e ligações simples e duplas parciais entre os átomos. Aressonância estabiliza o íon fenóxido, pois diminui a sua energia e aumenta a sua distribuição eletrônica.
· Em um segundo momento: os conceitos necessários para a resolução deste exercício são:
· Desprotonação: é o processo de remoção de um próton (H+) de uma substância por uma base, formando um ânion. A desprotonação é a reação inversa da protonação, que é o processo de adição de um próton a uma substância por um ácido, formando um cátion.
· Notação de Lewis: é uma forma de representar as estruturas eletrônicas das moléculas, usando símbolos para os átomos, traços para as ligações e pontos para os elétrons não compartilhados. A notação de Lewis mostra a distribuição dos elétrons de valência dos átomos, que são os responsáveis pelas ligações químicas.
· Ressonância: é o fenômeno de deslocalização de elétrons em uma molécula, que ocorre quando há mais de uma forma de representar a estrutura eletrônica da molécula. A ressonância afeta a estabilidade, a geometria e as propriedades da molécula, pois leva em conta a mobilidade dos elétrons nas ligações.
· Estrutura de ressonância: é uma forma de representar a estrutura eletrônica de uma molécula que possui ressonância, mostrando os deslocamentos dos elétrons entre os átomos. As estruturas de ressonância são equivalentes e interconversíveis, e não correspondem à estrutura real da molécula, que é uma combinação das estruturas de ressonância.