Lista de Exercícios 02B (com Respostas)

Prévia do material em texto

2ª Lista de Exercícios – Química Geral 
Bibliografia usada: Atkins (2012, cap. 2, 3, 5 e 6), Russel (2006, cap. 8-9), Bursten, Brown, Lemay 
(2010, cap. 8, 9, 11 e 12), Chang (2007, cap. 9-11), Brady (2005, cap. 4, 5, 8). 
Ligações Químicas: Conceitos Básicos e Ligações Iônicas 
1. (Brady 2005) – Defina cátions, ânions e ligação iônica. 
Resposta: cátion pode ser definido como um átomo que tenha perdido um ou mais elétrons, tornando-se 
positivamente carregado; ânion é um átomo que tenha ganhado um ou mais elétrons, possuindo um excesso de 
elétrons e, portanto, carga negativa. A ligação iônica ocorre quando cátions e ânions estão próximos o suficiente 
para se atraírem por força eletrostática, formando um composto eletricamente neutro onde as cargas positivas 
dos cátions são equilibradas por cagas negativas dos ânions. 
2. (Brady 2005) – Defina energia de rede e explique sua importância para a formação de compostos 
iônicos. 
Resposta: É a energia liberada pela interação eletrostática entre cátions e ânions. Ela é definida como a energia 
liberada pela formação do composto iônico sólido a partir de seus íons (cátions e ânions) em fase gasosa 
(mCn+(g) + nAm-(g)  CmAn (s)). 
Ela é importante porque está relacionada à maior estabilidade dos compostos iônicos em relação a seus 
elementos constituintes isolados. Uma vez que a energia de ionização do elemento que dá origem aos cátions é 
sempre positiva e a afinidade eletrônica do elemento formador dos ânions não é suficiente para contrabalancear 
tal energia, mesmo no caso mais favorável, a interação eletrostática entre estas espécies é o principal fator 
responsável pela estabilidade dos compostos iônicos. 
 
3. (Atkins 2012) – Dê o número de elétrons de valência de cada um dos seguintes elementos: (a) Sb, 
(b) Si, (c) Mn, (d) B. 
Resposta: (a) 5, (b) 4, (c) 7, (d) 3 
4. (Atkins 2012) – Dê a configuração eletrônica esperada no estado fundamental para cada um dos 
seguintes íons: (a) S2-, (b) As3+, (c) Ru3+, (d) Ge2+. 
Resposta: (a) [Ar]; (b) [Ar]3d10 4s2; (c) [Kr]4d5; (d) 3d104s2 
5. (Chang 2007) – (a) O que é a regra do octeto? (b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve 
ganhar para atingir o octeto? (c) Se um átomo possui configuração eletrônica 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 
quantos elétrons ele deve ganhar para atingir o octeto? E perder? 
Resposta: (a) é a regra que diz que um elemento tende a ganhar, perder ou compartilhar elétrons de forma a 
adquirir a configuração de um gás nobre (com 8 elétrons no último nível); (b) 2; (c) ganhar 3 elétrons ou perder 
5 elétrons. 
6. (Russel 2006) – Como os íons sódio e cloreto no NaCl são atraídos eletrostaticamente, o que impede 
que os dois íons desapareçam formando um átomo simples, maior? 
Resposta: A partir de determinada distancia entre os íons, forças repulsivas entre seus elétrons e núcleos 
superam a força de atração, de forma que eles se mantem oscilando ao redor de uma distância de equilíbrio. 
Apenas em situações extremas, como no interior de estrelas, tais forças de repulsão são vencidas, ocorrendo 
fusão nuclear. 
7. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Escreva os símbolos de Lewis para cada uma das seguintes 
espécies: Ca, P, Ne, B, Mg, As, Sc3+, Se2-. 
Resposta: Ca , P , Ne , B , Mg , As , Sc3+ ou Sc , Se 
47. 
3+ 2- 
8. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Utilizando símbolos de Lewis, represente as reações entre os 
átomos Mg e O para formar o composto iônico MgO. 
Resposta: 
9. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Utilizando símbolos de Lewis, represente as reações entre os 
átomos N e Cl para formar o composto covalente NCl3. 
Resposta: 
10. (Atkins 2012) – Escreva as estruturas de Lewis para: (a) CCl4, (b) COCl2, (c) ONF, (d) NF3, (e) BH4-, 
(f) BrO-, (g) NH2-, (h) cloreto de amônio, (i) fosfeto de potássio, (j) CS2. 
Resposta: (a) ; (b) ; (c) ; (d) ; (e) ; (f) 
 (g) ; (h) ; (i) ; (j) S=C=S 
 
11. (Chang 2007) – Desenhe uma estrutura de Lewis para o pentóxido de nitrogênio (N2O5) na qual cada 
átomo de nitrogênio está ligado a três átomos de oxigênio. 
Resposta: (uma das estruturas de ressonância possíveis 
12. (Atkins 2012) – Escreva as estruturas de Lewis e determine a carga formal de cada átomo de (a) 
NO+, (b) N2, (c) CO, (d) C22-, (e) CN-, (f) OF2. 
Resposta: (a) ; (b) ; (c) ; (d) ; (e) ; (f) 
13. (Atkins 2012) – Dentre os seguintes pares de estruturas de Lewis, selecione aquele que 
provavelmente contribui mais para o híbrido de ressonância. Explique sua seleção: 
 
Resposta: (a) a segunda estrutura. Em ambas as cargas formais são 0, +1 e -1, mas na segunda a carga de -1 
fica no O, que é mais eletronegativo que o N, estabilizando melhor tal carga. 
(b) primeira estrutura, idem explicação anterior. 
14. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Coloque as ligações de cada um dos seguintes conjuntos em 
ordem crescente de polaridade: (a) C-F, O-F, Be-F; (b) N-Br, P-Br, O-Br; (c) C-S, B-F, N-O. 
Resposta: (a) O-F < C-F < Be-F; (b) O-Br < N-Br < P-Br; (c) C-S < N-O < B-F 
15. (Atkins 2012) – Defina o que é um radical. Quais das seguintes espécies são radicais: NO2-, CH3, 
OH, CH2O. 
Resposta: Radicais são espécies (átomos ou moléculas) com um ou mais pares de elétrons desemparelhados. 
CH3 e OH são radicais (mas não CH3+ ou OH-). 
16. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Qual a exceção mais comum à regra do octeto. Dê dois exemplos. 
Resposta: é a chamada expansão do octeto, ou seja, moléculas com mais de oito elétrons ao redor de um ou 
mais de seus átomos. SF6, Fe(CO)6 
17. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – A amônia é produzida diretamente a partir de N2 e H2 usando-se o 
processo Haber. A reação química é: 
N2 + 3H2  2NH3 
Sabendo as entalpias médias de ligação (H-H = 436 kJ mol-1, N H = 941 kJ mol-1 e N-H = 391 kJ mol-1), 
estime a variação de entalpia para a reação acima, e diga se a reação é endotérmica ou exotérmica. 
Resposta: -97 kJ (exotérmica) 
18. (Chang 2013) Classifique as seguintes ligações como iônicas, covalentes polares, ou covalentes e 
explique suas respostas: 
a) A ligação Si-Si no Cl3SiSiCl3 
b) A ligação Si-Cl no Cl3SiSiCl3 
c) A ligação Ca-F no CaF2 
d) A ligação N-H no NH3 
Resposta: (a) covalente apolar; (b) covalente polar; (c) iônica; (d) covalente polar. 
 
Ligações Químicas: Geometria, VSEPR, TLV, TOM 
19. (Brady 2005) – Qual o postulado básico da teoria de repulsão de pares de elétrons da camada (nível) 
de valência? 
Resposta: Diz que os elétrons do nível de valência de um átomo repelem uns aos outros (repulsão 
coulombiana), de forma que tendem a ficar o mais distantes o possível uns dos outros, minimizando a energia 
da molécula. 
20. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Qual a diferença entre o arranjo e a geometria (ou forma) 
molecular de uma molécula? Use a molécula de amônia como exemplo para sua argumentação. 
Resposta: arranjo se refere à distribuição dos elétrons ao redor do átomo central, incluindo ligações químicas e 
elétrons não ligantes, enquanto geometria ou forma se refere à distribuição apenas dos átomos ligantes (ou 
ligações) ao redor do átomo central, desconsiderando elétrons não ligantes. A amônia, por exemplo, possui 
arranjo tetraédrico, mas geometria piramidal trigonal. 
21. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Explique por que BrF4- é quadrático plano, enquanto BF4- é 
tetraédrico. 
Resposta: No BrF4- existem dois pares de elétrons não ligantes, ficando cada um posicionado em vértices 
opostos de um arranjo octaédrico. Como elétrons não ligantes não são considerados na geometria da molécula, 
esta adota uma geometria quadrática plana. No caso do BF4- o boro não possui elétrons não ligantes, de forma 
que tanto seu arranjo quanto sua geometria são tetraédricas. 
22. (Brady 2005) – Use os modelos deLewis e VSEPR para predizer (a) o arranjo dos pares eletrônicos 
ao redor do átomo central (escrito primeiro na fórmula), (b) a forma molecular e (c) os ângulos de 
ligação esperados para cada uma das seguintes espécies: NF3, ICl2, SbCl5, CH2O, SnCl4, SiF62-, 
SOCl2, SO3, CCl4, PF5, I3-, TeCl4 
Resposta: NF3: arranjo tetraédrico, forma piramidal trigonal, ângulos <109,5 ° 
ICl2: arranjo bipiramidal trigonal, forma angular, ângulos 180 ° 
SbCl5: arranjo bipiramidal trigonal, forma piramidal trigonal, ângulos 120 ° e 90 ° 
CH2O: arranjo trigonal planar, forma trigonal planar, ângulos ~120 ° 
SnCl4: arranjo tetraédrico, forma tetraédrica, ângulos 109,5 ° 
SiF62-: arranjo octaédrico, forma octaédrica, ângulos 90 ° 
SOCl2: arranjo tetraédrico, forma piramidal trigonal, ângulos <109,5 ° 
SO3: arranjo trigonal planar, forma trigonal planar, ângulos 120 ° 
CCl4: arranjo tetraédrico, forma tetraédrica, ângulos 109,5 ° 
PF5: arranjo bipiramidal trigonal, forma piramidal trigonal, ângulos 120 ° e 90 ° 
I3-: arranjo bipiramidal trigonal, forma linear, ângulos 180 ° 
TeCl4: arranjo bipiramidal trigonal, forma gangorra, ângulos < 120 ° e < 90 ° 
23. (Atkins 2007) Com base nas estruturas de Lewis, coloque as seguintes moléculas ou íons na ordem 
decrescente de comprimento de ligação: 
a) A ligação C-O em CO, CO2, CO32-; b) a ligação S-O em SO2, SO3, SO32-; c) a ligação C-N em 
HCN, CH2NH, CH3NH2. 
Resposta: (a) CO32- > CO2 > CO; (b) SO32- > SO3 > SO2; (c), CH3NH2 > CH2NH > HCN 
 
24. (Chang 2007) – O que é a teoria de ligação de valência? Em que ela é diferente do conceito de 
Lewis para ligação química? 
Resposta: A TLV é uma teoria quanto-mecânica para explicar a formação de ligações químicas. Ela se baseia 
na sobreposição de orbitais atômicos dos átomos ligantes. Ela difere do conceito de Lewis por considerar a 
deslocalização e natureza quântica dos elétrons, trabalhando com orbiais ao invés de elétrons pontuais com 
localização definida. 
25. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Indique a hibridização e os ângulos de ligação associados a cada 
um dos seguintes arranjos: (a) linear; (b) tetraédrico; (c) trigonal plano; (d) octaédrico; (e) bipirâmide 
trigonal. 
Resposta: (a) sp (ou sp3d, dependendo de elétrons não ligantes), 180 °; (b) sp3, 109,53 °; (c) sp2 (ou sp3d, 
dependendo de elétrons não ligantes), 120 °; (d) sp3d2, 90 °; (d) sp3d, 90 ° e 120 °; 
26. (Atkins 2012) – Dê a hibridação dos átomos em negrito nas seguintes espécies: SF4, BCl3, NH3, 
(CH3)2Be, AsF3, SeF3+, PCl6-. 
Resposta: SF4: sp3d; BCl3: sp2; NH3,: sp3; (CH3)2Be: sp; AsF3: sp3; SeF3+: sp3; PCl6-: sp3d2 
27. (Brady 2005) – Descreva as ligações  e  (segundo a TLV). Como é constituída uma ligação dupla? 
E uma tripla? 
Resposta: Uma ligação sigma é obtida quando há uma sobreposição frontal de orbitais atômicos, enquanto uma 
ligação pi consiste da sobreposição lateral de orbitais atômicos (tipicamente p). Uma ligação dupla consiste de 
uma ligação sigma e uma pi, enquanto uma tripla consiste de uma ligação sigma e duas pi. Não existem ligações 
quadruplas. 
 
 
28. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Esboce uma ligação  constituída a partir de orbitais p. Esboce 
uma ligação  constituída a partir de orbitais p. Geralmente qual é mais forte, uma ligação  ou uma 
ligação ? 
Resposta: , a sigma é mais forte. 
 
29. (Chang 2007) – O que é a teoria do orbital molecular? Em que ela é diferente da teoria de ligação de 
valência? 
Resposta: Assim como a TLV, a TOM é uma teoria quanto-mecânica para explicar as ligações químicas. 
Segundo essa teoria, quando átomos se unem, os orbitais atômicos deixam de existir, dando lugar a orbitais 
moleculares, com novas energias, que descrevem as propriedades da molécula como um todo. 
30. (Brady 2005) – Qual a diferença entre um orbital molecular ligante e um anti-ligante? Compare suas 
energias. 
Resposta: Um OM ligante provem da interferência construtiva entre os orbitais atômicos, possuindo maior 
densidade de probabilidade na região inter-nuclear e menor energia total em relação aos orbitais atômicos não 
combinados, enquanto um OM* tem origem na interferência destrutiva de orbitais atômicos, possuindo maior 
densidade de probabilidade próximo aos núcleos e um nó entre tais núcleos, bem como maior energia relativa 
aos orbitais atômicos isolados. 
31. (Atkins 2012/Chang 2007) – Desenhe um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares 
para cada uma das seguintes espécies: H2+, HHe, Li2- e Li2+. Para cada caso diga a ordem de ligação 
da molécula formada e se ela é diamagnética ou paramagnética? 
Resposta: H2+ OL = 0.5, paramagnética (1 e- desemparelhado) 
HHe OL = 0,5, paramagnética (1 e- desemparelhado) 
Li2- OL = 0,5, paramagnética (1 e- desemparelhado) 
Li2+ OL = 0,5, paramagnética (1 e- desemparelhado) 
 
48. L
32. (Chang 2007) – Explique por que o íon peróxido (O22-) tem uma ligação mais longa que o íon 
superóxido (O2-). 
Resposta: O peróxido possui OL 1, enquanto o superóxido possui OL = 1,5. Quanto maior a OL mais forte a 
ligação e menor o comprimento de ligação. 
33. (Chang 2007) – Usando os diagramas de níveis de energia de orbitais moleculares mostrados em aula 
como guia, dê a configuração eletrônica para cada um dos seguintes cátions: B2+, Li2+, N2+, Ne22+. Em 
cada caso, indique se a adição de um elétron ao íon aumentaria ou diminuiria a ordem de ligação da 
espécie. 
Resposta: B2+: (1s)2, (*1s)2, (2s)2, (*2s)2, (2p)1; Aumentaria (OL 0,5  1,0); 
Li2+: (1s)2, (*1s)2, (2s)1; Aumentaria (OL 0,5  1,0) 
N2+: (1s)2, (*1s)2, (2s)2, (*2s)2, (2p)4, (2p)1; Aumentaria (OL 2,5  3,0) 
Ne22+: (1s)2, (*1s)2, (2s)2, (*2s)2, (2p)2; (2p)4, (*2p)4, Reduziria (OL 1,0  0,5) 
34. (Chang 2007) – Se supusermos que os diagramas de níveis de energia para moléculas homonucleares 
diatômicas possam ser aplicados a íons ou moléculas diatômicas heteronucleares, determine a ordem 
de ligação e o comportamento magnético das seguintes espécies: CO, NO-, OF+, NeF+. 
Resposta: CO: OL = 3,0; diamagnético); NO-: OL = 2,0; paramagnético); OF+: OL = 2,0; paramagnético); 
NeF+: OL = 1,0; diamagnético); 
 
Estados Físicos e Interações Interpartículas 
35. (Atkins 2012) – Indique quais forças intermoleculares (interpartículas) que podem agir entre 
moléculas das seguintes substâncias: (a) NO2, (b) N2H4, (c) HF, (d) CI4. 
Resposta: (a) Dispersão de London e dipolo-dipolo; (b) dispersão de London; (c) Dispersão de London, 
Dipolo-dipolo; Ligação de Hidrogênio; (d) Dispersão de London. 
36. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – Explique, em termos de interações interpartículas, as diferenças 
em cada caso: 
a. CH3OH entra em ebulição a 65 °C, enquanto CH3SH a 6°C; 
b. Xe é líquido a pressão atmosférica e 120 K, enquanto Ar é gás nestas condições; 
c. Kr (M = 84 u.m.a) entra em ebulição a 120,9 K, enquanto Cl2 (71 u.m.a.) entra em ebulição a 
238 K; 
d. Acetona entra em ebulição a 56 °C, enquanto o 2-metil-propano entra a -12 °C. 
 
Resposta: (a) o primeiro forma ligações de hidrogênio, enquanto o segundo não; (b) o Xe é mais volumoso, 
possui mais elétrons e é mais polarizável que o Ar, de forma que as interações por dispersão de London são 
mais intensas no Xe que no Ar; (c) idem letra b; (d) na acetona pode ocorrer interações de dipolo-dipolo, 
enquanto no 2-metilpropano ocorrem apenas interações de London. 
 
37. (Atkins 2012) – Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, 
provavelmente, o ponto de fusão mais elevado (as estruturas de Lewis podem ajuda-lo nos 
argumentos): (a) HCl ou NaCl; (b) C2H5OC2H5 (dietil-éter) ou C4H9OH (1-butanol), 
(c) CHI3 ou CHF3, (d) H2O ou CH3OH. 
Resposta: (a) NaCl, ligação iônica; (b) 1-butanol, ligaçãode hidrogênio; (c) por polaridade seria o CHF3, já que 
ele é mais polar e a interação dipolo-dipolo é mais intensa neste caso, mas o CHI3 é muito mais volumoso e 
polarizável, favorecendo as interações por dispersão de London. Na prática, o composto com o iodo possui 
maior PF; (d) água, duas ligações de H por molécula. 
38. (Atkins 2012) – Use a teoria VSEPR para predizer as formas de cada uma das seguintes moléculas. 
Identifique, em cada par, o composto com ponto de ebulição mais alto: (a) PBr3 ou PF3 (b); SO2 ou 
CO2; (c) BF3 ou BCl3. 
Resposta: (a) pirâmide trigonal, PBr3; (b) linear, SO2; (c) trigonal planar, BCl3. 
39. (Atkins 2012) – Que substância, em cada um dos seguintes pares, tem maior viscosidade: (a) etanol 
(CH3CH2OH) ou dimetil-éter (CH3OCH3), ambos a 0 °C; (b); benzeno (C6H6) a 20 °C ou benzeno a 
60 °C. 
Resposta: (a) etanol; (b) benzeno a 20 °C 
40. (Atkins 2012) – A superfície de um vidro contêm muitos grupos –OH ligados a átomos de silício da 
estrutura do vidro (SiO2). Se o vidro for tratado com Si(CH3)3Cl (cloreto de trimetil-silano), uma 
reação ocorre, com eliminação de HCl e a formação de uma nova ligação Si-O: 
 
Como esta reação afetará a interação dos líquidos (por exemplo, água) com a superfície do vidro? 
Resposta: A superfície do vidro torna-se menos polar e a ausência de grupos –OH evitam a interação do vidro 
por ligação de hidrogênio com líquidos em sua superfície. Assim, o vidro tratado teria uma menor interação 
com líquidos polares e capazes de fazer ligações de H, como a água. Desta forma, a água ‘molharia’ menos o 
vidro, espalhando-se menos em sua superfície. 
41. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – A sílica amorfa tem densidade de aproximadamente 2,2 g cm-3, ao 
passo que a densidade do quartzo cristalino é 2,65 g cm-3. Esclareça essa diferença de densidade. 
Resposta: Na sílica amorfa não há uma organização periódica entre suas partículas formadoras, de maneira que 
não ocorre um empacotamento compacto. Assim, a estrutura desta sílica ocupa um volume maior que o de uma 
sílica cristalina. Portanto, ela possui menor densidade que a última. 
42. (Bursten, Brown, Lemay 2008) – O alumínio metálico cristaliza-se com uma estrutura de 
empacotamento compacto cúbico (cúbico de face centrada). (a) Quantos átomos de alumínio existem 
em uma célula unitária? (b) Qual o número de coordenação de cada átomo de alumínio? (c) Supondo 
que átomos de alumínio possam ser representados por esferas, como no modelo de Dalton, e que o 
raio de um átomo de alumínio é de 0,143 nm, qual o comprimento de uma aresta da célula unitária do 
alumínio metálico? (d) Estime a densidade do alumínio metálico. 
Resposta: (a) 4; (b) 12; (c) 0,404 nm; (d) 2,72 g cm-3 
 
43. (Atkins 2012) – Explique por que sólidos iônicos, como o NaCl, têm altos pontos de fusão e, mesmo 
assim, dissolvem-se rapidamente em água, enquanto sólidos reticulares, como o diamante, têm pontos 
de fusão altos e não se dissolvem em água. 
Resposta: Nos sólidos iônicos os íons são mantidos unidos por fortes interações eletrostáticas, por isso possuem 
alto p.f., mas estes podem interagir também com líquidos polares, como a água, através de interações íon-
dipolo. Diversas interações deste tipo com cada íon consegue superar a interação entre os íons o suficiente para 
solubilizar o composto. No caso dos sólidos reticulares, suas partículas são mantidas unidas por ligações 
covalentes (fortes) e não há a possibilidade de quebra destas ligações com interações interpartículas. 
44. (Russel 2006) – Os sólidos reticulares tendem a ser duros e a ter pontos de fusão altos, enquanto 
sólidos moleculares tendem a ser moles e ter pontos de fusão baixos. Explique estas diferenças, visto 
que ligações covalentes ocorrem nos dois tipos de sólidos. 
Resposta: No primeiro caso todas as partículas (átomos) do sólido estão ligados covalentemente umas as 
outras, o que leva a dureza e alto p.f. característico destes materiais. No caso dos sólidos moleculares, existe 
ligação covalente apenas para a formação de moléculas individuais, e estas estão ligadas às outras apenas por 
forças de Van der Waals, muito mais fracas. 
45. (Atkins 2012) – Como as ligas diferem dos materiais puros que as formam? Qual a diferença entre 
ligas homogêneas e heterogêneas? 
Resposta: ligas tendem a ter p.f. intermediário entre seus componentes, a serem mais duras e quebradiças que 
os metais puros e terem uma menor condutividade térmica que estes. Nas ligas heterogêneas grânulos/cristais de 
cada um dos componentes estão misturadas, mas não dissolvidas, enquanto nas ligas homogêneas, ou soluções 
sólidas, os átomos de um componente estão solubilizados no outro. 
46. (Atkins 2012) – Compare a hibridação e a estrutura do carbono no grafite e no diamante. Como essas 
estruturas explicam as propriedades físicas dos dois alótropos? 
Resposta: no diamante o carbono tem hibridização sp3, formando uma rede tridimensional de tetraedros 
interconectados, enquanto no grafite a hibridação é sp2 e os átomos de carbono se organizam em hexágonos 
formando folhas planas de um átomo de espessura (grafeno), que se empilham umas sobre as outras através de 
interações de London. A rede 3D de carbonos ligados covalentemente é responsável pela grande dureza do 
diamante, por exemplo. No caso do grafite, embora as ligações C-C sejam também fortes, a fraca interação 
entre as folhas de grafeno permite que uma deslize sobre a outra, tornando o grafite mais macio que o diamante. 
As ligações pi formada pelos orbitais p não hibridizados é responsável pela condutividade elétrica do grafite. 
 
Misturas e Soluções 
47. Quem é o soluto e o solvente em cada uma das soluções a seguir: 
a) sal e água R: sal 
b) etanol e água na cerveja R: etanol 
c) etanol e água no etanol combustível R: água 
d) CO2 na coca-cola e no ar R: CO2 em ambos os casos 
48. Quantos mols de NaCl (MMNa = 23,0 g mol-1, MMCl = 35,5 g mol-1) estão presentes em 500 mL de 
uma solução 30 g L-1 deste sal? 
 R: 0,256 mol 
49. Qual a concentração, em quantidade de matéria, da solução do exercício anterior? 
 R: 0,512 mol L-1 
50. Qual a massa de NaCl (MM = 58,5 g mol-1) necessária para preparar 250 mL de solução de 
concentração 0,1 mol L-1? 
 R: 1,463 g 
51. Quantos mols de moléculas de uréia, (NH2)2CO estão presentes em 125 mL de uma solução de 
concentração 1,45x10-2 M? 
 R: 1,81x10-3 mol 
52. Para preparar uma solução de KMnO4 (MM = 158 g mol-1) um estudante pesou 39,5 g deste sal, 
transferiu para um balão volumétrico de 2 L e completou o volume com água. Qual a concentração, 
em quantidade de matéria, da solução preparada? 
 R: 0,125 mol L-1 
53. (Atkins 2007) Qual é a concentração em quantidade de matéria de uma solução preparada a partir da 
dissolução de 12,0 gramas de NaCl em água suficiente para se preparar 250 mL de solução? 
 R: 0,81 mol L-1 
54. (Atkins 2007) Qual é a concentração em quantidade de matéria de uma solução preparada a partir da 
dissolução de 15,5 gramas de sulfato de sódio em água suficiente para se preparar 350 mL de 
solução? 
 R: 0,31 mol L-1 
55. (Atkins 2007) Calcule a massa de glicose (C6H12O6) necessária para preparar 150 mL de uma 
solução 0,442 mol L-1 desse soluto em água. 
 R: 11,9 g 
56. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução 
preparada pela dissolução de 0,145 mol de Na2SO4 em água suficiente para perfazer um volume exato 
de 750 mL. 
 R: 0,193 mol L-1 
57. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Qual a quantidade de matéria de KMnO4 presente em 125 mL de 
uma solução 0,0850 mol L-1? 
 R: 0,0106 mol 
58. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Quantos mililitros de uma solução 11,6 mol L-1 de HCl são 
necessários para obter0,255 mol de HCl? 
 R: 22 mL 
59. (Atkins 2007) Calcule a massa de ácido oxálico (C2H2O4) necessária para preparar 50,0 mL de uma 
solução 0,125 mol L-1 desse soluto em água. 
 R: 0,56 g 
60. (Atkins 2007) Qual volume de uma solução 1,25 x 10-3 mol L-1 de glicose em água contém 1,44 x 10-6 
mol de moléculas de glicose? 
 R: 1,15 mL 
61. (Atkins 2007) Qual volume de uma solução 0,358 mol L-1 de ácido clorídrico em água contém 2,55 
mmol de HCl? 
 R: 7,12 mL 
62. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Glicerol, C3H8O3, é uma substância muito usada na fabricação de 
cosméticos, alimentos, anticongelantes e plásticos. O glicerol é um líquido solúvel em água com 
densidade de 1,2656 g mL-1 a 15 oC. Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma 
solução de glicerol preparada pela dissolução de 50,00 mL de glicerol a 15 oC em água suficiente para 
perfazer 250,00 mL de solução. 
 R: 2,75 mol L-1 
63. (Atkins 2007) Calcule o volume de uma solução 0,0155 mol L-1 de HCl em água que deve ser usado 
para o preparo de 100 mL de uma solução 5,23 x 10-4mol L-1 de HCl(aq). 
 R: 3,37 mL 
 
64. (Atkins 2007) Calcule o volume de uma solução 0,152 mol L-1 de glicose em água que deve ser usado 
para o preparo de 25,00 mL de uma solução aquosa de glicose com concentração igual a 1,59 x 10-5 
mol L-1. 
 R: 2,62 x 10-3 mL 
65. (Atkins 2007) Um químico que estuda as propriedades de emulsões fotográficas precisa preparar 
500,00 mL de uma solução aquosa 0,179 mol L-1 de AgNO3. Qual massa de nitrato de prata precisa 
ser colocada em um balão volumétrico de 500,00 mL, dissolvida e diluída em água até a marca? 
 R: 15,2 g 
66. (Atkins 2007) Um químico preparou uma solução dissolvendo 2,345 g de NaNO3 em água suficiente 
para preparar 200,0 mL de solução. Qual a concentração dessa solução, em quantidade de matéria, 
deveria ser escrita no rótulo? Se o químico cometeu um engano e usou um balão volumétrico de 
250,0 mL, ao invés de um balão de 200,0 mL, qual será a concentração em quantidade de matéria da 
solução efetivamente preparada? 
 R: 0,14 mol L-1 ; 0,11 mol L-1 
67. (Atkins 2007) Explique como você prepararia 1 litro de uma solução aquosa 0,010 mol L-1 de 
KMnO4(aq) a partir de: 
a) KMnO4 sólido R: 1,58 g 
b) Solução de KMnO4 0,050 mol L-1 R: 200 mL 
68. (Atkins 2007) Uma amostra de 12,56 mL de uma solução aquosa 1,345 mol L-1 de K2SO4 é diluída a 
250,0 mL. Qual é a concentração em quantidade de matéria da solução diluída de K2SO4? 
R: 0,068 mol L-1 
69. (Atkins 2007) Uma amostra de 25,00 mL de solução de HCl de concentração em quantidade de 
matéria igual a 0,366 mol L-1 é transferida para um balão volumétrico de 125,00 mL e diluída com 
água até a marca. Qual é a concentração em quantidade de matéria da solução de ácido clorídrico 
diluída? 
 R: 0,073 mol L-1 
70. (Atkins 2007) Qual volume de uma solução aquosa 0,778 mol L-1 deveria ser diluída até 150 mL com 
água para reduzir sua concentração a 0,0234 mol L-1. 
 R: 4,51 mL 
71. (Atkins 2007) Um experimento necessita de 60,00 mL de uma solução aquosa 0,5 mol L-1 de NaOH. 
O técnico do laboratório só encontrou um frasco com uma solução aquosa 2,5 mol L-1 de NaOH. 
Como se poderia preparar a solução 0,5 mol L-1? 
 R: Não é usual um balão volumétrico de 60 mL, portanto ele poderia preparar 100 mL. 
Para isso ele precisaria medir 20 mL da solução concentrada, transportar para um balão 
volumétrico de 100 mL e completar o volume com água. No caso improvável dele possuir um balão 
de 60 mL seriam necessários apenas 12 mL da solução concentrada. 
 
 
72. (Atkins 2007) Um químico dissolveu 0,094 gramas de CuSO4.5H2O em água e dilui a solução até a 
marca em um balão volumétrico de 500,0 mL. Uma amostra de 2,00 mL dessa solução foi transferida 
para outro balão volumétrico de 500,00 mL e diluída. 
a) Qual é a concentração, em quantidade de matéria, da solução do CuSO4.5H2O na solução final. 
 R: 3,016 x 10-6 mol L-1 
b) Para preparar essa solução diretamente, que massa de CuSO4.5H2O seria necessário medir? 
 R: 0,4 mg 
73. (Atkins 2007) 
a) Determine a massa de sulfato de cobre (II) anidro que deve ser usado na preparação de 250 mL 
de uma solução 0,2 mol L-1 de CUSO4(aq). R: 8,0 g 
b) Determine a massa de CuSO4.5H2O que tem que ser usada para preparar 250 mL de uma solução 
0,20 mol L-1 de CuSO4(aq). R: 12 g 
74. (Atkins 2007) Um estudante preparou uma solução colocando-se 0,376 g de NiSO4.6H2O e 0,129 g 
de NiCl2.6H2O em um balão volumétrico de 250,0 mL e completando-se o resto com água. Qual é a 
concentração em quantidade de matéria de íons cloreto na solução final? Qual é a concentração, em 
quantidade de matéria, dos íons Ni2+ na solução final? 
 R: 0,004 mol L-1; 0,002 mol L-1 
75. (Atkins 2007) O ácido clorídrico concentrado contém 37,50% de HCl em massa e tem densidade 
1,205 g cm-3. Que volume (em mL) de ácido clorídrico concentrado deve ser usado para preparar 100 
mL de uma solução de HCl 0,7436 mol L-1. 
 R: 6 mL 
76. Em uma amostra mineral estão presentes 30g de SiO2 (MM = 60 g mol-1) e 40 g de Fe2O3 (MM = 159 
g mol-1). Quais as frações molares destes componentes na amostra? 
 R: 0,67 e 0,33 respectivamente 
77. Qual a fração molar do etanol em uma solução contendo de 138 g deste álcool (C2H5OH, MM = 46,0 
g mol-1) e 162 g de água? 
 R: 0,25 
78. Calcule as frações molares de cada um dos componentes presentes se à mistura do exercício anterior 
for adicionada 48 g de metanol (CH3OH, MM = 32 g mol-1). 
 R: 0,22 para etanol; 0,11 para metanol; 0,67 para água 
79. Uma solução foi preparada misturando-se 25 g de etanol (d = 0,78 g mL-1) e 50 g de água (d = 1,00 g 
mL-1). Qual a concentração desta solução em %m e em %V, supondo que não há variação no volume 
final? 
 R: 33 %m; 28 %V 
80. Uma pastilha de Aspirina C® possui 240 mg de ácido ascórbico (vitamina C), 400 mg de ácido 
acetilsalicílico (AAS) e 500 mg de excipiente (bicarbonato de sódio e aromatizante). Qual a 
concentração, em %m, de cada um dos princípios ativos nesta solução? 
 R: 0, 21,0%m de vitamina C; 35,1 %m de AAS 
81. Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50% em 
massa e tem densidade de 1,205 g cm3. Determine a concentração em quantidade de matéria, a 
concentração molal e a fração em quantidade de matéria do soluto na solução. 
 R: 12,46 mol L-1; 0,23 
82. Qual a concentração, em mol L-1, de uma solução de NaCl preparada adicionando-se 125 mL de água 
a 250 mL de uma solução 29,25 g L-1 deste sal? 
 R: 0, 21,0%m de vitamina C; 35,1 %m de AAS 
83. Calcule o volume de uma solução 0,2 mol L-1 de HCl é necessário para preparar 50 mL de solução 
0,005 mol L-1 deste ácido. 
 R: 0,33 mol L-1 
84. Considerando a solução de ácido clorídrico do item anterior, calcule o volume de solução necessário 
para preparar 10,00 L de solução de concentração 0,7436 mol L-1. 
 R: 0,597 L (597 mL) 
85. Um químico dissolveu 0,0330 g de sulfato de cobre pentaidratado (MM = 249,69 g mol-1) em água e 
diluiu a solução obtida para um volume de 250,0 mL. Uma amostra de 2,00 mL desta solução foi 
transferida para um balão volumétrico de 250,0 mL e o volume completado com água. Calcule a 
concentração em quantidade de matéria da solução final. Calcule a massa de reagente que deveria ser 
medida para preparar a solução final. 
 R: 4,23x10-6 mol L-1; 2,64x10-4 g (0,264 mg) 
86. Uma solução aquosa de nitrato de sódio (MM = 84,99 g mol-1) tem concentração de 0,3630 mol kg-1 e 
densidade de 1,019 g mL-1. Calcule a concentração em quantidade de matéria da solução. Calcule a 
concentração percentual (%m/m) e a fração em quantidade de matéria do soluto na solução. 
 R: 0,3456 mol L-1; 2,99 %m; 6,49x10-3 (0,0065)87. O trióxido de arsênio (As2O3, MM = 197,8 g mol-1) é um pó branco carcinogênico e extremamente 
tóxico. Entretanto, ele é utilizado na homeopatia, sob o nome de arsenicum album, para tratamento de 
ansiedade, asma, resfriado, diarreia, irritação ocular, intoxicação alimentar, eczema, erupções 
cutâneas, azia, inflamação na garganta e diversas outras doenças (é uma das muitas ‘panaceias 
homeopáticas’). Tipicamente ele é preparado em soluções homeopáticas com concentrações de até 
30CH (equivalente a uma parte em 1030 em massa!!!). Considerando esta concentração, quantas 
moléculas de As2O3 estão presentes em um frasco contendo 100 mL deste ‘medicamento’ 
homeopático? Qual o volume de solução seria necessário para que pelo menos uma molécula de 
trióxido de arsênio estivesse presente)? 
 R: 8,33x10-9 (0,00000008!!!) moléculas; 12.005.148,5 L !!! 
 
Equações químicas 
88. (Atkins 2007) Balanceie as seguintes equações químicas: 
a. BCl3(g) + H2O(l) → B(OH)3(aq) + HCl(aq) 
R: BCl3(g) + 3H2O(l) → B(OH)3(aq) + 3HCl(aq) 
b. NaNO3(s) → NaNO2(s) + O2(g) 
 R: 2NaNO3(s) → 2NaNO2(s) + O2(g) 
c. Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + C(s) → CaSiO3(s) + CO(g) + P4(s) 
 R: 2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(s) + 10CO(g) + P4(s) 
d. Fe2P(s) + S(s) → P4S10(s) + FeS(s) 
R: 4Fe2P(s) + 18S(s) → P4S10(s) + 8FeS(s) 
e. AgNO3(s) → Ag(s) + NO2(g) + O2(g) 
R: 2AgNO3(s) → 2Ag(s) + 2NO2(g) + O2(g) 
f. P2S5(s) + PCl5(s) → PsCl3(g) 
R: P2S5(s) + 3PCl5(s) → 5PSCl3(g) 
g. BF3(g) + NaH(s) → B2H6(g) + NaF(s) 
R: 2BF3(g) + 6NaH(s) → B2H6(g) + 6NaF(s) 
h. LaC2(s) + H2O(l) → La(OH)3(s) + C2H2(g) + H2(g) 
R: 2LaC2(s) + 6H2O(l) → 2La(OH)3(s) + 2C2H2(g) + H2(g) 
 
89. (Atkins 2007) Escreva as equações químicas balanceadas para as seguintes reações químicas: 
a. Um processo de recuperação de níquel do minério de sulfeto de níquel (II) é o aquecimento do 
minério no ar. Durante esse processo, o oxigênio molecular reage com o sulfeto de níquel (II) e 
produz o óxido de níquel (II), sólido, e o gás dióxido de enxofre. 
 R: 2NiS(s) + 3O2(g) → 2NiO(s) + 2SO2(g) 
b. O metal lítio reage a quente em atmosfera de nitrogênio para produzir nitreto de lítio, Li3N. 
 R: 6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s) 
c. A reação do metal cálcio com água leva ao aparecimento do gás hidrogênio e à formação de 
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2. R: Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g) 
d. O metal magnésio reage com óxido de boro, sólido, B2O3, para formar boro elementar e óxido de 
magnésio, ambos na forma de sólidos. R: 3Mg(s) + B2O3(s) → 2B(s) + 3MgO(s) 
 
90. (Atkins 2007) A reação do trifluoreto de boro, BF3(g), com boro-hidreto de sódio, NaBH4(s), leva à 
formação de tetrafluoro-borato de sódio, NaBF4(s) e de diborano, B2H6(s). O diborano reage com o 
oxigênio do ar para produzir óxido de boro, B2O3(s), e água. Escreva as duas equações balanceadas 
que levam à formação do óxido de boro. 
R: 4BF3(g) + 3NaBH4(s) → 3NaBF4(s) + 2B2H6(s); B2H6(s) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(l) 
91. (Atkins 2007) O ácido fluorídrico é usado em gravação de vidros porque ele reage com a sílica, 
SiO2(s), do vidro. Os produtos da reação são tetrafluoreto de silício dissolvido e água. Escreva a 
equação balanceada da reação. 
R: 4HF(aq) + SiO2(s) → SiF4(aq) + 2H2O(l) 
 
92. (Atkins 2007) Aspartame, C14H18N2O5, é um sólido usado como adoçante artificial. Escreva a 
equação balanceada de sua combustão a gás dióxido de carbono, água líquida e gás nitrogênio. 
R: C14H18N2O5(s) + 16O2(g) → 14CO2(g) + N2(g) + 9H2O(l) 
93. (Atkins 2007) A aspirina é o analgésico ácido acetilsalicílico C9H8O4. Escreva a equação balanceada 
da combustão do ácido acetilsalicílico a dióxido de carbono e água líquida. 
R: C9H8O4(s) + 9O2(g) → 9CO2(g) + 4H2O(l) 
Reações redox 
94. (Atkins 2007) Determine o número de oxidação do elemento em negrito nos seguintes compostos ou 
íons: 
a) SOCl2 R: +4 
b) SeO3 R: +6 
c) N2O5 R: +5 
d) NO2 R: +4 
e) HBrO2 R: +3 
f) XeF2 R: +2 
g) H2CO3 R: +4 
h) GeO2 R: +4 
i) N2H4 R: -2 
j) P4O10 R: +5 
k) S2Cl2 R: +1 
l) P4 R: 0 
m) AlO2- R: +3 
n) NO2- R: +3 
o) SO32- R: +5 
p) NiCl42- R: +2 
q) BrF3+ R: +4 
r) Zn(OH)42- R: +2 
s) PdCl42- R: +2 
t) UO22+ R: +6 
u) SiF62- R: +4 
v) IO- R: +1 
 
 
95. (Atkins 2007) Escreva as equações balanceadas para as seguintes reações redox simplificadas: 
a) NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) R: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) 
b) S8(s) + Na(s) → Na2S(s) R: S8(s) + 16Na(s) → 8Na2S(s) 
c) Cr2+(aq) + Sn4+(aq) → Cr3+(aq) + Sn2+(aq) R: 2Cr2+(aq) + Sn4+(aq) → 2Cr3+(aq) + 
Sn2+(aq) 
d) As(s) + Cl2(g) → AsCl3(l) R: 2As(s) + 3Cl2(g) → 2AsCl3(l) 
e) Hg2+(aq) + Fe(s) → Hg22+(aq) + Fe3+(aq) R: 6Hg2+(aq) + 2Fe(s) → 3Hg22+(aq) + 
2Fe3+(aq) 
f) Pt4+(aq) + H2(g) → Pt2+(aq) + H+(aq) R: Pt4+(aq) + H2(g) → Pt2+(aq) + 
2H+(aq) 
g) Al(s) + Fe2O3(s) → Fe(s) + Al2O3(s) R: 2Al(s) + Fe2O3(s) → 2Fe(s) + 
Al2O3(s) 
h) Fe2O3(s) + 3CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
i) Zn(s) + NO3-(aq) → Zn2+(aq) + N2O(g) (meio ácido) 
j) Mo2+(aq) + Co3+(aq) → Mo4+(aq) + Co2+(aq) 
k) As(s) + ClO3-(aq) → H3AsO3(aq) + HClO(aq) (meio ácido) 
l) Pu3+(aq) + NO3(aq) → Pu4+(aq) + N2O3(aq) (meio ácido) 
m) Cl2(g) + Cr(OH)3(s) → Cl-(aq) + CrO42-(aq) (Meio básico) 
 
96. (Atkins 2007) – Identifique nas seguintes reações redox, a substância oxidada e a substância reduzida 
pela variação dos números de oxidação. 
a) CH3OH(aq) + O2(g) → HCOOH(aq) + H2O(l) R: CH3OH oxida, O2 reduz 
b) 2MoCl5(s) + 5Na2S(s) → 2MoS2(s) + 10NaCl(s) + S(s) R: Mo se reduz; parte do S se oxida 
c) 3Tl+(aq) → 2Tl(s) + Ti3+(aq) R: Tl+ se oxida e se reduz 
 
97. (Atkins 2007) – Identifique o oxidante e o redutor em cada uma das seguintes reações: 
a) Produção do metal tungstênio a partir de seu óxido: 
WO3(s) + 3H2(g) → W(s) + 3H2O(l) R: WO3 é oxidante, H2 redutor 
b) Produção de gás hidrogênio no laboratório: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq) R: HCl é oxidante, Mg redutor 
c) Produção do metal estanho a partir do óxido de estanho (IV), o mineral cassiterita: 
SnO2(s) + 2C(s) → Sn(l) + 2CO(g) R: SnO2 é oxidante, C redutor 
d) Uma reação usada na propulsão de foguetes: 
2N2H4(g) + N2O4(g) → 3N2(g) + 4H2O(g) R: N2O4 é oxidante, N2H4 redutor 
 
Estequiometria 
98. (Atkins 2007) O tiossulfato de sódio, um fixador de fotografias, reage com o brometo de prata da 
emulsão do filme não exposto para formar brometo de sódio e um composto solúvel cuja formula é: 
Na3[Ag(S2O3)2]: 
2Na2S2O3(aq) + AgBr(s) → NaBr(aq) + Na3[Ag(S2O3)2](aq) 
a. Quantos mols de Na2S2O3 são necessários para reagir com 1,0 mg de AgBr? R: 1,1 x 10-5 mol 
b. Calcule a massa de brometo de prata que irá produzir 0,033 mol de Na3[Ag(S2O3)2](aq). R: 6,2 g 
99. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) O hidróxido de sódio reage com dióxido de carbono como a seguir: 
2NaOH(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) + H2O(l) 
Qual é o reagente limitante quando 1,70 mol de NaOH reage com 1,00 mol de CO2? Qual 
quantidade de matéria de Na2CO3 pode ser produzida? Qual quantidade de matéria do reagente em 
excesso sobra após a reação se completar? 
R: NaOH é o reagente limitante, 0,850 mol de Na2CO3; 0,15 mol de CO2 permanece. 
100. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Qual a massa de NaCl necessária para precipitar todos os íons 
prata presentes em 20,0 mL de solução 0,100 mol L-1 de AgNO3? 
R: 0,12 g 
101. (Atkins 2007) – O combustível sólido do foguete auxiliar do ônibusespacial é uma mistura de 
perclorato de amônio e pó de alumínio. Na ignição, a reação que ocorre é: 
6NH4ClO4(s) + 10Al(s) → 5Al2O3(s) + 3N2(g) + 6HCl(g) + 9H2O(l) 
a) Qual massa de alumínio deve ser misturada com 1,325 kg de NH4ClO4 para essa reação? R: 507 
g 
b) Determine a massa de Al2O3 formada na reação de 3,500 x 103 kg de alumínio. R: 6,613 x 103 
kg 
 
102. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) O hidróxido de alumínio reage com ácido sulfúrico como a 
seguir: 
2Al(OH)3(s) + 3H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(l) 
Qual é o reagente limitante quando 0,450 mol de Al(OH)3 reage com 0,550 mol de H2SO4? Qual 
quantidade de matéria de Al2(SO4)3 pode ser formada sob essas condições? Qual quantidade de matéria 
do reagente em excesso após a reação de completar? 
R: Reagente limitante H2SO4 ; 0,183 mol de Al2(SO4)3 ; excesso 0,083 mol de Al(OH)3 
103. (Atkins 2007) A densidade do carvalho é 0,72 g cm-3. Imaginando-se que o carvalho tenha a 
fórmula empírica CH2O, calcule a massa de água produzida quando uma tora de madeira de 
dimensões 12 cm x 14 cm x 25 cm queima a CO2(g) e H2O(l). 
R: 1814 g de H2O 
104. (Atkins 2007) Um laboratório forênsico está analisando uma mistura de dois sólidos, cloreto de 
cálcio di-hidratado, CaCl2.2H2O, e cloreto de potássio, KCl. A mistura foi aquecida para eliminar a 
água de hidratação: 
CaCl2.2H2O(s) → CaCl2(s) + 2H2O(g) 
A massa de uma amostra da mistura antes do aquecimento foi 2,543 g. Após o aquecimento, a 
massa da mistura de CaCl2 anidro e cloreto de potássio foi 2,312 g. Calcule a porcentagem em massa de 
cada composto na amostra original. 
R: 37% de CaCl2.2H2O e 63% de KCl 
105. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Quando benzeno (C6H6) reage com bromo (Br2), obtém-se 
bromobenzeno (C6H5Br): 
C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr 
a) Qual o rendimento teórico de bromobenzeno nessa reação quando 30,0 g de benzeno reagem com 
65,0 g de bromo? R: O rendimento teórico é 60,3 g de C6H5Br 
b) Se o rendimento real de bromobenzeno foi de 56,7 g, qual o rendimento percentual? 
 R: 94,0% de rendimento 
106. (Brown, LeMay, Bursten, 2005) Uma mistura contendo KClO3, K2CO3, KHCO3 e KCl foi 
aquecida, produzindo os gases CO2, O2 e H2O, de acordo com as seguintes equações: 
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 
2KHCO3(s) → K2O(s) + H2O(g) + 2CO2(g) 
K2CO3(s) → K2O(s) + CO2(g) 
O KCl não reage sob essas condições de reação. Se 100,0 g da mistura produzem 1,80 g de H2O, 
13,20 g de CO2 e 4,00 g de O2, qual era a composição original da mistura? (Suponha uma 
decomposição completa). 
R: 10,2 g de KClO3, 20,0 g de KHCO3, 13,8 g de K2CO3, 56,0 g de KCl 
107. (Atkins 2007) Suponha que 25,0 mL de uma solução aquosa 0,5 mol L-1 de K2CrO4 reage 
completamente com 15 mL de uma solução aquosa de AgNO3. Qual massa de NaCl é necessária para 
que ocorra a reação completa com 35,0 mL da mesma solução de AgNO3? 
R: 3,41 g de NaCl 
108. 11 (Atkins 2007) O BaBrx pode ser convertido em BaCl2 por tratamento com cloro. Sabe-se que 
3,25 g de BaBrx reage completamente com excesso de cloro para dar 2,27 g de BaCl2. Determine o 
valor de x e escreva a equação química balanceada da produção de BaCl2 a partir de BaBrx. 
R: x = 2; BaBr2 + Cl2 → BaCl2 + Br2 
109. 12 (Atkins 2007) O aquecimento de pedra calcária, que é principalmente CaCO3, produz dióxido 
de carbono e cal, CaO pela reação sob aquecimento: 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
Se a decomposição térmica de 42,73 g da pedra calcária produz 17,5 g de CO2, qual é o 
rendimento percentual da reação. 
R: 93,1 % 
110. (Atkins 2007) Tricloreto de fósforo, PCl3, é produzido na reação do fósforo branco, P4, com o 
cloro: 
P4(s) + 6Cl2(g) → 4PCl3(g) 
A reação de 77,25 g de P4 com excesso de cloro forneceu 300, 5 g de PCl3. Qual é o rendimento 
percentual da reação. 
 R: 87,7% 
111. (Atkins 2007) A cal apagada, Ca(OH)2, forma-se a partir da cal viva, CaO, pela adição de água: 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
Qual massa de cal apagada pode ser produzida pela mistura de 30,0 g de CaO e 10,0 g de H2O? 
 R: 39,6 g de Ca(OH)2 
112. (Atkins 2007) Quando soluções de nitrato de cálcio e ácido fosfórico em água são misturadas, um 
sólido branco precipita. 
a) Qual é a fórmula do sólido? R: Ca3(PO4)2 
b) Quantos gramas de sólido podem se formar a partir de 206 g de nitrato de cálcio e 150 g de ácido 
fosfórico? R: 130 g 
 
 
Bibliografia 
1. Atkins, W.P.; Princípios de Química. 5ª ed., Editora Bookman, 2012. 
2. Russell, J.B. , Química Geral, vol. 1, Editora McGraw-Hill, 1980. 
3. Chang, R., Química., 5ª ed., Editora Editora McGraw-Hill, 2007. 
4. Brady, J.E., Humiston, G.E.; Química Geral, vol. 1. 2ª ed., Editora LTC, 2005. 
5. Bursten, Brown, Lemay; Química- A ciência central. 9ª ed. Editora Prentice Hall, 2010.