Lista de Exercícios com respostas - Quimica Geral

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3a Lista de Exerc?cios - Respostas.pdf
3a Lista de Exercícios – Química Geral 
 
1- (Chang 2013) Escreva os símbolos de Lewis para os átomos dos seguintes elementos: 
a) Be; b) K; c) Ca; d) Ga; e) O; f) Br; g) N; h) I; i) As; j) F 
 
2- (Atkins 2007) Explique por que a energia de rede do cloreto de lítio (861 kJ mol-1) é 
maior que a do cloreto de rubídio (695 kJ mol-1), sabendo-se que os íons têm arranjos 
semelhantes na rede cristalina. 
R: Li tem menor raio 
3- (Atkins 2007) Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos 
seguintes íons: a) S2-; b) As3+; c) Ru3+; d) Ge2+ 
R: a) [Ar]; b) [Ar]3d10 4s2; c) [Kr]4d5; d) 3d104s2 
4- (Atkins 2007) Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos 
seguintes íons: 
a) Cu+; b) Bi3+; Ga3+; d) Tl3+ 
R: a) [Ar]3d10; b) [Xe]4f145d106s2; c) [Ar]3d10; d) [Xe]4f145d10 
5- (Atkins 2007) Que íons M2+ (em que M é um metal) têm a seguinte configuração 
eletrônica no estado fundamental: 
a) [Ar]3d7; b) [Ar]3d6; c) [Kr]4d4; d) [Kr]4d3 
R: a) Co2+; b) Fe2+; c) Mo2+; d) Nb2+ 
6- (Atkins 2007) Diga para cada um dos seguintes átomos no estado fundamental, o tipo 
de orbital (1s, 2p, 3d, 4f, etc) do qual se deve remover um elétron para formar íons +1: 
a) Zn; b) Cl; c) Al; d) Cu 
R: a) 4s; b) 3p; c) 3p; d) 4s 
7- (Atkins 2007) Dê a carga mais provável dos íons formados por cada um dos elementos: 
a) Br; b) Te; c) Cs; d) Ga; e) Cd 
R: a) -1; b) -2; c) +1; d) +3 (+1 as vezes pode ser observado); e) +2 
 
 
 
 
 
 
8- (Chang 2013) Quantos pares de elétrons isolados existem nos átomos sublinhados 
destes compostos? 
a) HBr; b) H2S; c) CH4 
 
R: a) 3; b) 2; c) 0 
 
9- (Atkins 2007) Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômicos, dê as 
fórmulas químicas de cada um dos seguintes compostos: 
a) Óxido de bismuto (III); b) óxido de chumbo (IV); óxido de tálio (III). 
R: Bi2O3; b) PbO2; c) Tl2O3 
 
10- (Chang 2013) Coloque as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: 
carbono-hidrogênio, flúorphidrogênio, bromo-hidrogênio, sódio-cloro, potássio-fluor, 
lítio-cloro. 
R: C-H < Br-H < F-H < Li-Cl < Na-Cl < K-F 
11- (Chang 2013) Coloque as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: 
césio-fluor, cloro-cloro, bromo-cloro, silício-carbono. 
R: Cl-Cl < Br-Cl < Si-C < Cs-F 
12- (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 
R: a) covalente; b) covalente polar; c) iônica; d) covalente polar 
13- (Chang 2013) Escreva as estruturas de Lewis dos seguintes íons: 
a) 
 ; b) 
 ; c) NO+; d) NH4
+ 
R: 
 
14- (Chang 2013) O esqueleto estrutural do ácido acético mostrado a seguir está correto, 
mas algumas das ligações não. 
a) Identifique as ligações incorretas e explique o que está errado; 
b) Escreva a estrutura de Lewis correta para o ácido acético. 
R: a) Nenhum átomo de oxigênio está com o octeto completo; um átomo de H está formando 
ligação dupla; b) 
 
 
15- (Atkins 2007) Escreva a estrutura de Lewis de a) CCl4; b) COCl2; c) ONF; d) NF3 
R: 
 
 
 
16- (Chang 2013) Desenhe três estruturas de ressonância para o íons clorato, ClO3
-. 
Indique as cargas formais. 
R: 
 
 
17- (Atkins 2007) Escreva a estrutura de Lewis de a) íon tetra-hidrido-borato, BH4
-; b) íon 
hipobromito, BrO-; c) íon amida, NH2
-. 
R: 
 
 
18- (Atkins 2007) O antraceno tem a fórmula C14H10. Ele é semelhante ao benzeno, mas 
tem três anéis que compartilham ligações C-C. Complete a estrutura do antraceno 
desenhando as ligações múltiplas de modo a satisfazer a regra do octeto em cada 
átomo de carbono. Existem várias estruturas de ressonância. Desenhe as que você 
puder encontrar. 
 
 
R: 
 
 
 
19- (Chang 2013) Desenhe duas estruturas de ressonância para o diazometano CH2N2. 
Mostre as cargas formais. O esqueleto estrutural da molécula é: 
 
 
 
R: 
 
20- (Chang 2013) Desenhe três estruturas de ressonância para a molécula N2O no qual os 
átomos estejam dispostos na ordem NNO. Indique as cargas formais. 
R: 
 
21- (Chang 2013) Por que a regra do octeto não é válida para muitos compostos que 
contém elementos do terceiro e dos outros períodos seguintes da tabela periódica? 
22- (Chang 2013) Escreva uma estrutura de Lewis para SbCl5. A regra do octeto é 
obedecida nessa molécula. 
R: 
 
 
23- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de 
ressonância do cloreto de nitrila, ClNO2 (N é o átomo central). 
R: 
 
 
 
 
24- (Chang 2013) Escreva as estruturas de Lewis para a reação: 
 
R: 
 
25- (Chang 2013) Escreva três estruturas de ressonância plausíveis para o íon azida, N3
-, 
em que o arranjo dos átomos é NNN. Mostre as cargas formais. 
R: 
 
 
26- (Atkins 2007) Dentre os seguintes pares de estruturas de Lewis, selecione aquela que 
provavelmente contribui mais para o híbrido de ressonância. Explique sua seleção: 
 
R: a) Na primeira estrutura, as cargas foramsi em Xe e F são zero e, na segunda estrutura Xe é -
1, um F é zero e o outro F é +1. A primeira estrutura é favorecida na base de cargas formais. b) 
Na primeira estrutura, a carga formal é zero em todos os átomos e na segunda um átomo O 
tem carga formal +1 e, o outro, -1. A primeira estrutura é, portanto, preferida. 
 
27- (Chang 2013) Tentativas de preparar os seguintes compostos como espécies estáveis, 
sob condições atmosféricas, falharam. Sugira possíveis razões para o fracasso. 
CF2; CH3; FH2
-; PI5 
R: O C tem octeto incompleto no CF2; O C está com octeto expandido no CH5; F e H só podem 
formar ligações simples; os átomos de I são muito grandes para se acomodarem ao redor do 
átomo de P. 
 
28- (Chang 2013) O isocianato de metila (CH3NCO) é usado para produzir certos pesticidas. 
Em dezembro de 1984, em uma indústria química, houve infiltração de água em um 
tanque contento essa substância. Como resultado, formou-se uma nuvem tóxica que 
matou milhares de pessoas em Bopal, Índia. Desenhe estruturas de Lewis para 
CH3NCO, mostrando as cargas formais. 
R: 
 
29- (Chang 2013) Desenhe estruturas de Lewis para os clorofluorcarbonos (CFCs), os quais 
são parcialmente responsáveis pela destruição do ozônio na estratosfera: CFCl3, CF2; 
Cl2; CHF2Cl; CF3CHF2. 
R: 
 
30- (Chang 2013) Escreva estruturas de Lewis para as seguintes espéveis isoeletrônicas: a) 
CO; b) NO+; c) CN-; d) N2. Mostre as cargas formais. 
R: 
 
 
31- (Chang 2013) Escreva três estruturas de ressonância para o íon isocianato (CNO-). 
Classifique-as em ordem de importância. 
R: 
 
 
32- (Chang 2013) Quais são as geometrias das espécies? a) AlCl3; b) ZnCl2; c) ZnCl4
2--. 
R: Trigonal planar; b) Linear; c) Tetraédrica. 
 
33- Escreva as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas ou íons e de o número de 
elétrons em torno do átomo central: a) SF6; b) XeF2; c) AsF6
-; d) TeCl4 
R: 
 
34- (Atkins 2007) a) Qual é a forma do íon ClO2
+? b) Qual é o ângulo de ligação OClO? 
R: a) angular; b) menor que 120 o 
35- (Chang 2013) Qual e geometria dos íons: a) NH4
+; b) NH2
-; c) CO3
2-; d) ICl2
-; e)ICl4
-; f) 
AlH4
-; g) SnCl5
-; h) H3O
+; i) BeF4
2- 
R: a) Tetraédrica; b) Angular; c) Trigonal planar; d) Linear; e) Quadrado planar; f) Tetraédrica; 
g) Bipiramidal trigonal; h) Piramidal trigonal; i) Tetraédrica. 
36- (Chang 2013) Quais das seguintes espécies são tetraédricas? SiCl4, SeF4, XeF4, Cl4, 
CdCl4
2-. 
R: SiCl4; Cl4; CdCl4
2- 
37- (Atkins 2007) a) Qual é a forma da molécula ICl2, (o iodo é o átomo central)? b) Qual é 
o valor esperado para o ângulo ClICl? 
R: a)
lineral; b) 180 o 
 
38- (Atkins 2007) Utilize as estruturas de Lewis e a teoria VSEPR para dar a fórmula VSEPR 
e pedrizar a forma de cada uma das seguintes espécies: a) tetracloreto de enxofre; b) 
tricloreto de iodo; c) IF4
-; d) trióxido de xenônio. 
R: 
 
 
 
39- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e a fórmula VSEPR, indique a forma da 
espécie e predica os ângulos de ligação aproximados de: a) CF3Cl; b) TeCl4; c) COF2; d) 
CH3
- 
R: 
 
 
 
40- (Atkins 2007) Escreva as estruutras de Lewis e diga se as seguintes moléculas são 
polares ou apolares: a) CH2Cl2; b) CCl4; c) CS2; d) SF4 
R: 
 
 
41- (Atkins 2007) Existem três dicloro-benzenos, C6H4Cl2, que diferem entre si nas posições 
relativas dos átomos de cloro ligados ao anel benzeno. a) Quais das três formas são 
polares? b) Qual delas tem o maior momento de dipolo? 
R: a) 1 e 2; b) 1 
42- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e prediga as formas de: a) OSbCl3; b) 
SO2Cl2; c) IO2F2
-. 
R: 
 
 
 
43- (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, CO3
2-; b) a ligação S-O em SO2, SO3, SO3
2-; c) a ligação C-N 
em HCN, CH2NH, CH3NH2. 
R: a) CO3
2-> CO2 > CO; b) SO3
2- > SO2 = SO3; c) CH3NH2 > CH2NH > HCN 
 
44- (Atkins 2007) Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais atômicos híbridos: a) 
sp3; b) sp; c) sp3d2; d) sp2. 
R: a) na direção dos vértices de um tetraedro; b) separados por 180 o; c) na direção dos 
vértices de um octaedro; d) na direção de um triango equilátero (trigonal planar). 
 
45- (Atkins 2007) Dê a hibridação do átomo em negrito das seguintes moléculas: a) 
SF4; b) BCl3; c) NH3; d) (CH3)2Be. 
R: a) sp3d; b) sp2; c) sp3; d) sp 
46- (Atkins 2007) Identificar os orbitais híbridos utilizados pelos átomos de fósforo nas 
seguintes espécies: a) PCl4
+; b) PCl6
-; c) PCl5; d) PCl3. 
R: a) sp3; b) sp3d2; c) sp3d; d) sp3 
 
47- (Atkins 2007) a) Escreva, com base na configuração da molécula neutra O2, a 
configuração dos orbitais moleculares de valência de (1) O2
-; (2) O2
+; (3) O2
2-. b) Dê a 
ordem de ligação esperada para cada espécie. c) Quais dessas espécies são 
paramagnéticas, se houver alguma? d) O orbital ocupado de mais alta energia tem 
caráter  ou ? 
 
48- (Atkins 2007) Escreva as configurações eletrônicas da camada de valência e as ordem 
de ligação de: (a) B2; (b) Be2; (c) F2. 
R: 
 
 
49- (Atkins 2007) Determine as ordens de ligação e utilize-as para predizer que espécie em 
cada par tem a ligação mais forte: (a) F2 ou F2
-; (b) B2 ou B2
+. 
R: (a) F2 tem ordem de ligação 1; F2
- tem ordem de ligação ½. F2 tem a ligação mais forte. (b) B2 
tem ordem de ligação 1; B2
+ tem ordem de ligação 1/2. B2 tem a ligação mais forte. 
 
 
 
50- (Chang 2013) Quais são os orbitais híbridos dos átomos de carbono nas seguintes 
moléculas? 
a) H3C-CH3 
b) H3C-CH=CH2 
c) CH3-CC-CH2OH 
d) CH3CH=O 
e) CH3COOH 
R: a) sp3; b) sp3, sp2, sp2; c) sp3, sp, sp, sp3 ; d) sp3, sp2; e) sp3, sp2 
 
51- (Chang 2013) Quantas ligações pi e sigma existem na molécula de tetracianoetileno? 
 
 
R: Nove ligações pi e nove ligações sigma. 
 
52- (Atkins 2007) O dissulfeto de carbono pode ser preparado a partir do coque (uma 
forma impura de carbono) e de enxofre elementar: 
4C(s) + S8(s) → 4CS2(l) H
0 = +358,8 kJ 
a) Qual é o calor absorvido na reação de 1,25 mol de S8? b) Calcule o calor absorvido 
na reação de 197 g de carbono com exceso de enxofre. c) Se o calor absorvido na 
reação foi 415 kJ, quanto de CS2 foi produzido? 
R: a) 448 kJ; b) 1,47 x 103 kJ; c) 352 g 
53- (Atkins 2007) As entalpias padrão de combustão da grafite e do diamante são -393,51 
kJ.mol-1 e -395,4 kJ.mol-1, respectivamente. Calcule a variação na entalpia molar 
da transição grafita → diamante. 
R: +1,90 kJ.mol-1 
54- (Atkins 2007) Dois estágios sucessivos da preparação industrial do ácido sulfúrico são a 
combustão do enxofre e a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. A 
partir das entalpias padrão de reação: 
S(s) + O2(g) → SO2(g) H
0 = -296,83 kJ 
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) H
0 = -791,44 kJ 
Calcule a entalpia da reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na 
reação: 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
R: -197,78 kJ 
55- (Atkins 2007) Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino a etano 
C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g), a partir dos seguintes dados: Hc
0 (C2H2, g) = -1300 
kJ.mol-1 , Hc
0 (C2H6, g) = -1560 kJ.mol
-1 , Hc
0 (H2, g) = -286 kJ.mol
-1 
R: -312 kJ.mol-1 
56- (Atkins 2007) Calcule a entalpia de reação da síntese de gás cloreto de hidrogênio 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g), a partir das seguintes informações: 
 
 
R: -184,6 kJ 
 
57- (Atkins 2007) Complete a seguinte tabela (todos os valores são dados em quilojoules 
por mol). 
 
R: a) -412 kJ.mol-1; b) 673 kJ.mol-1; c) +63 kJ.mol-1 
58- (Atkins 2007) À temperatura de 25°C, as reações de combustão do etanol e do hexano 
podem ser representadas por estas equações: 
 
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔH = –1,4.10
3 kJ/mol 
C6H14(ℓ) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(ℓ) ΔH = – 4,2 x 10
3 kJ / mol 
 
Considerando-se essas informações, calcule qual massa de etanol, C2H5OH, é necessária para 
gerar a mesma quantidade de calor liberada na queima de 1 mol de hexano, C6H14. 
R: 138 g 
59- (Atkins 2007) Na tabela, são dados os valores de entalpia de combustão do benzeno, 
carbono e hidrogênio. 
 
Substância Calor de combustão 
C6H6(l) - 3268 kJ.mol
-1 
C(s) - 394 kJ.mol
-1 
H2(g) - 286 kJ.mol
-1 
 
Calcule a entalpia de formação do benzeno, em kJ/mol, a partir de seus elementos. 
R: +46 kJ.mol-1 
 
60- (Atkins 2007) Dadas as equações termoquímicas a seguir: 
 
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g) H = - 820 kJ/mol 
CH4(g) + CO2(g)  2 CO(g) + 2 H2 (g) H = + 206 kJ/mol 
CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3 H2(g) H = + 247 kJ/mol 
 
 
Calcule a variação de entalpia envolvida na reação abaixo, em kJ/mol de CH4. 
 
2 CH4(g) + 3 O2(g)  2 CO(g) + 4 H2O(g) H = ? 
 
R: ΔH = -584 kJ/mol 
 
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3a Lista de Exercícios – Química Geral 
 
1- (Chang 2013) Escreva os símbolos de Lewis para os átomos dos seguintes elementos: 
a) Be; b) K; c) Ca; d) Ga; e) O; f) Br; g) N; h) I; i) As; j) F 
 
2- (Atkins 2007) Explique por que a energia de rede do cloreto de lítio (861 kJ mol-1) é 
maior que a do cloreto de rubídio (695 kJ mol-1), sabendo-se que os íons têm arranjos 
semelhantes na rede cristalina. 
 
3- (Atkins 2007) Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos 
seguintes íons: a) S2-; b) As3+; c) Ru3+; d) Ge2+ 
 
 
4- (Atkins 2007) Dê a configuração esperada para o estado fundamental de cada um dos 
seguintes íons: 
a) Cu+; b) Bi3+; Ga3+; d) Tl3+ 
 
5- (Atkins 2007) Que íons M2+ (em que M é um metal) têm a seguinte configuração 
eletrônica no estado fundamental: 
a) [Ar]3d7; b) [Ar]3d6; c) [Kr]4d4; d) [Kr]4d3 
 
6- (Atkins 2007) Diga para cada um dos seguintes átomos no estado fundamental, o tipo 
de orbital (1s, 2p, 3d, 4f, etc) do qual se deve remover um elétron para formar íons +1: 
a) Zn; b) Cl; c) Al; d) Cu 
 
7- (Atkins 2007) Dê a carga mais provável dos íons formados por cada um dos 
elementos: 
a) Br; b) Te; c) Cs; d) Ga; e) Cd 
 
8- (Chang 2013) Quantos pares de elétrons isolados existem nos átomos sublinhados 
destes compostos? 
a) HBr; b) H2S; c) CH4 
 
9- (Atkins 2007) Com base nas cargas esperadas para os íons monoatômicos, dê as 
fórmulas químicas de cada
um dos seguintes compostos: 
a) Óxido de bismuto (III); b) óxido de chumbo (IV); óxido de tálio (III). 
 
10- (Chang 2013) Coloque as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: 
carbono-hidrogênio, flúorphidrogênio, bromo-hidrogênio, sódio-cloro, potássio-fluor, 
lítio-cloro. 
 
11- (Chang 2013) Coloque as seguintes ligações em ordem crescente de caráter iônico: 
césio-fluor, cloro-cloro, bromo-cloro, silício-carbono. 
 
12- (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 
 
13- (Chang 2013) Escreva as estruturas de Lewis dos seguintes íons: 
a) 
 ; b) 
 ; c) NO+; d) NH4
+ 
 
14- (Chang 2013) O esqueleto estrutural do ácido acético mostrado a seguir está correto, 
mas algumas das ligações não. 
a) Identifique as ligações incorretas e explique o que está errado; 
b) Escreva a estrutura de Lewis correta para o ácido acético. 
 
15- (Atkins 2007) Escreva a estrutura de Lewis de a) CCl4; b) COCl2; c) ONF; d) NF3 
 
16- (Chang 2013) Desenhe três estruturas de ressonância para o íons clorato, ClO3
-. 
Indique as cargas formais. 
 
17- (Atkins 2007) Escreva a estrutura de Lewis de a) íon tetra-hidrido-borato, BH4
-; b) íon 
hipobromito, BrO-; c) íon amida, NH2
-. 
 
18- (Atkins 2007) O antraceno tem a fórmula C14H10. Ele é semelhante ao benzeno, mas 
tem três anéis que compartilham ligações C-C. Complete a estrutura do antraceno 
desenhando as ligações múltiplas de modo a satisfazer a regra do octeto em cada 
átomo de carbono. Existem várias estruturas de ressonância. Desenhe as que você 
puder encontrar. 
 
 
 
 
 
19- (Chang 2013) Desenhe duas estruturas de ressonância para o diazometano CH2N2. 
Mostre as cargas formais. O esqueleto estrutural da molécula é: 
 
 
 
20- (Chang 2013) Desenhe três estruturas de ressonância para a molécula N2O no qual os 
átomos estejam dispostos na ordem NNO. Indique as cargas formais. 
 
21- (Chang 2013) Por que a regra do octeto não é válida para muitos compostos que 
contém elementos do terceiro e dos outros períodos seguintes da tabela periódica? 
 
22- (Chang 2013) Escreva uma estrutura de Lewis para SbCl5. A regra do octeto é 
obedecida nessa molécula. 
 
23- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de 
ressonância do cloreto de nitrila, ClNO2 (N é o átomo central). 
 
24- (Chang 2013) Escreva as estruturas de Lewis para a reação: 
 
 
25- (Chang 2013) Escreva três estruturas de ressonância plausíveis para o íon azida, N3
-, 
em que o arranjo dos átomos é NNN. Mostre as cargas formais. 
 
26- (Atkins 2007) Dentre os seguintes pares de estruturas de Lewis, selecione aquela que 
provavelmente contribui mais para o híbrido de ressonância. Explique sua seleção: 
 
 
27- (Chang 2013) Tentativas de preparar os seguintes compostos como espécies estáveis, 
sob condições atmosféricas, falharam. Sugira possíveis razões para o fracasso. 
CF2; CH3; FH2
-; PI5 
 
28- (Chang 2013) O isocianato de metila (CH3NCO) é usado para produzir certos pesticidas. 
Em dezembro de 1984, em uma indústria química, houve infiltração de água em um 
tanque contento essa substância. Como resultado, formou-se uma nuvem tóxica que 
matou milhares de pessoas em Bopal, Índia. Desenhe estruturas de Lewis para 
CH3NCO, mostrando as cargas formais. 
 
29- (Chang 2013) Desenhe estruturas de Lewis para os clorofluorcarbonos (CFCs), os quais 
são parcialmente responsáveis pela destruição do ozônio na estratosfera: CFCl3, CF2; 
Cl2; CHF2Cl; CF3CHF2. 
 
 
30- (Chang 2013) Escreva estruturas de Lewis para as seguintes espéveis isoeletrônicas: a) 
CO; b) NO+; c) CN-; d) N2. Mostre as cargas formais. 
 
31- (Chang 2013) Escreva três estruturas de ressonância para o íon isocianato (CNO-). 
Classifique-as em ordem de importância. 
 
32- (Chang 2013) Quais são as geometrias das espécies? a) AlCl3; b) ZnCl2; c) ZnCl4
2--. 
 
33- (Chang 2013) Escreva as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas ou íons e de 
o número de elétrons em torno do átomo central: a) SF6; b) XeF2; c) AsF6
-; d) TeCl4 
 
34- (Atkins 2007) a) Qual é a forma do íon ClO2
+? b) Qual é o ângulo de ligação OClO? 
 
35- (Chang 2013) Qual e geometria dos íons: a) NH4
+; b) NH2
-; c) CO3
2-; d) ICl2
-; e)ICl4
-; f) 
AlH4
-; g) SnCl5
-; h) H3O
+; i) BeF4
2- 
 
36- (Chang 2013) Quais das seguintes espécies são tetraédricas? SiCl4, SeF4, XeF4, Cl4, 
CdCl4
2-. 
 
37- (Atkins 2007) a) Qual é a forma da molécula ICl2, (o iodo é o átomo central)? b) Qual é 
o valor esperado para o ângulo ClICl? 
 
38- (Atkins 2007) Utilize as estruturas de Lewis e a teoria VSEPR para dar a fórmula VSEPR 
e pedrizar a forma de cada uma das seguintes espécies: a) tetracloreto de enxofre; b) 
tricloreto de iodo; c) IF4
-; d) trióxido de xenônio. 
 
39- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e a fórmula VSEPR, indique a forma da 
espécie e predica os ângulos de ligação aproximados de: a) CF3Cl; b) TeCl4; c) COF2; d) 
CH3
- 
 
 
 
 
40- (Atkins 2007) Escreva as estruutras de Lewis e diga se as seguintes moléculas são 
polares ou apolares: a) CH2Cl2; b) CCl4; c) CS2; d) SF4 
 
41- (Atkins 2007) Existem três dicloro-benzenos, C6H4Cl2, que diferem entre si nas posições 
relativas dos átomos de cloro ligados ao anel benzeno. a) Quais das três formas são 
polares? b) Qual delas tem o maior momento de dipolo? 
 
42- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e prediga as formas de: a) OSbCl3; b) 
SO2Cl2; c) IO2F2
-. 
 
43- (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, CO3
2-; b) a ligação S-O em SO2, SO3, SO3
2-; c) a ligação C-N 
em HCN, CH2NH, CH3NH2. 
 
44- (Atkins 2007) Dê as orientações relativas dos seguintes orbitais atômicos híbridos: a) 
sp3; b) sp; c) sp3d2; d) sp2. 
 
45- (Atkins 2007) Dê a hibridação do átomo em negrito das seguintes moléculas: a) 
SF4; b) BCl3; c) NH3; d) (CH3)2Be. 
 
46- (Atkins 2007) Identificar os orbitais híbridos utilizados pelos átomos de fósforo nas 
seguintes espécies: a) PCl4
+; b) PCl6
-; c) PCl5; d) PCl3. 
 
47- (Atkins 2007) a) Escreva, com base na configuração da molécula neutra O2, a 
configuração dos orbitais moleculares de valência de (1) O2
-; (2) O2
+; (3) O2
2-. b) Dê a 
ordem de ligação esperada para cada espécie. c) Quais dessas espécies são 
paramagnéticas, se houver alguma? d) O orbital ocupado de mais alta energia tem 
caráter  ou ? 
 
48- (Atkins 2007) Escreva as configurações eletrônicas da camada de valência e as ordem 
de ligação de: (a) B2; (b) Be2; (c) F2. 
 
49- (Atkins 2007) Determine as ordens de ligação e utilize-as para predizer que espécie em 
cada par tem a ligação mais forte: (a) F2 ou F2
-; (b) B2 ou B2
+. 
 
50- (Chang 2013) Quais são os orbitais híbridos dos átomos de carbono nas seguintes 
moléculas? 
a) H3C-CH3 
b) H3C-CH=CH2 
c) CH3-CC-CH2OH 
d) CH3CH=O 
e) CH3COOH 
 
51- (Chang 2013) Quantas ligações pi e sigma existem na molécula de tetracianoetileno? 
 
 
 
52- (Atkins 2007) O dissulfeto de carbono pode ser preparado a partir do coque (uma 
forma impura de carbono) e de enxofre elementar: 
4C(s) + S8(s) → 4CS2(l) H
0 = +358,8 kJ 
a) Qual é o calor absorvido na reação de 1,25 mol de S8? b) Calcule o calor absorvido 
na reação de 197 g de carbono com exceso de enxofre. c) Se o calor absorvido na 
reação foi 415 kJ, quanto de CS2 foi produzido? 
 
53- (Atkins 2007) As entalpias padrão de combustão da grafite e do diamante são -393,51
kJ.mol-1 e -395,4 kJ.mol-1, respectivamente. Calcule a variação na entalpia molar 
da transição grafita → diamante. 
 
54- (Atkins 2007) Dois estágios sucessivos da preparação industrial do ácido sulfúrico são 
a combustão do enxofre e a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. A 
partir das entalpias padrão de reação: 
S(s) + O2(g) → SO2(g) H
0 = -296,83 kJ 
2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) H
0 = -791,44 kJ 
Calcule a entalpia da reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na 
reação: 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
 
55- (Atkins 2007) Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino a etano 
C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g), a partir dos seguintes dados: Hc
0 (C2H2, g) = -1300 
kJ.mol-1 , Hc
0 (C2H6, g) = -1560 kJ.mol
-1 , Hc
0 (H2, g) = -286 kJ.mol
-1 
 
56- (Atkins 2007) Calcule a entalpia de reação da síntese de gás cloreto de hidrogênio 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g), a partir das seguintes informações: 
 
 
 
57- (Atkins 2007) Complete a seguinte tabela (todos os valores são dados em quilojoules 
por mol). 
 
 
58- (Atkins 2007) À temperatura de 25°C, as reações de combustão do etanol e do hexano 
podem ser representadas por estas equações: 
 
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔH = –1,4.10
3 kJ/mol 
C6H14(ℓ) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(ℓ) ΔH = – 4,2 x 10
3 kJ / mol 
 
Considerando-se essas informações, calcule qual massa de etanol, C2H5OH, é necessária para 
gerar a mesma quantidade de calor liberada na queima de 1 mol de hexano, C6H14. 
 
59- (Atkins 2007) Na tabela, são dados os valores de entalpia de combustão do benzeno, 
carbono e hidrogênio. 
 
Substância Calor de combustão 
C6H6(l) - 3268 kJ.mol
-1 
C(s) - 394 kJ.mol
-1 
H2(g) - 286 kJ.mol
-1 
 
Calcule a entalpia de formação do benzeno, em kJ/mol, a partir de seus elementos. 
 
60- (Atkins 2007) Dadas as equações termoquímicas a seguir: 
 
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g) H = - 820 kJ/mol 
CH4(g) + CO2(g)  2 CO(g) + 2 H2 (g) H = + 206 kJ/mol 
CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3 H2(g) H = + 247 kJ/mol 
 
 
Calcule a variação de entalpia envolvida na reação abaixo, em kJ/mol de CH4. 
 
2 CH4(g) + 3 O2(g)  2 CO(g) + 4 H2O(g) H = ? 
 
 
Lista de Exerc?cios Q. Geral.pdf
1a Lista de Exercícios – Química Geral 
 
Concentração 
1 (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? 
2 (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? 
3 (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. 
4 (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. 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Qual a quantidade de matéria de KMnO4 presente em 125 
mL de uma solução 0,0850 mol L-1? 
6 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Quantos mililitros de uma solução 11,6 mol L-1 de HCl são 
necessários para obter 0,255 mol de HCl? 
7 (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. 
8 (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? 
9 (Atkins 2007) – Qual volume de uma solução 0,358 mol L-1 de ácido clorídrico em água 
contém 2,55 mmol de HCl? 
10 (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. 
11 (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). 
12 (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. 
 
13 (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? 
14 (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? 
15 (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 
b) Solução de KMnO4 0,050 mol L
-1 
16 (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? 
17 (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? 
18 (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. 
19 (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? 
20 (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. 
b) Para preparar essa solução diretamente, que massa de CuSO4.5H2O seria necessário 
medir? 
21 (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). 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). 
22 (Atkins 2007) – Um estudante preparou uma solução colocando-se 0,376 g de NiSO4.6H2O e 
0,129 g de NiCl2.6H2O em uma 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? 
23 (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. 
 
Equações químicas 
1 (Atkins 2007) – Balanceie
as seguintes equações químicas: 
a) BCl3(g) + H2O(l) → B(OH)3(aq) + HCl(aq) 
b) NaNO3(s) → NaNO2(s) + O2(g) 
c) Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + C(s) → CaSiO3(s) + CO(g) + P4(s) 
d) Fe2P(s) + S(s) → P4S10(s) + FeS(s) 
e) AgNO3(s) → Ag(s) + NO2(g) + O2(g) 
f) P2S5(s) + PCl5(s) → PsCl3(g) 
g) BF3(g) + NaH(s) → B2H6(g) + NaF(s) 
h) LaC2(s) + H2O(l) → La(OH)3(s) + C2H2(g) + H2(g) 
i) 
2 (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. 
b) O metal lítio reage a quente em atmosfera de nitrogênio para produzir nitreto de 
lítio, Li3N. 
c) A reação do metal cálcio com água leva ao aparecimento do gás hidrogênio e à 
formação de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2. 
d) O metal magnésio reage com óxido de boro, sólido, B2O3, para formar boro 
elementar e óxido de magnésio, ambos na forma de sólidos. 
 
3 (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. 
 
4 (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. 
 
5 (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. 
6 (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. 
 
Eletrólitos 
1 (Atkins 2007) – Classifique as seguintes substâncias como eletrólitos fortes, eletrólitos fracos 
e não-eletrólitos. 
a) CH3OH 
b) CaBr2 
c) KI 
d) HCl 
e) KOH 
f) CH3COOH 
2 (Atkins 2007) – Classifique os seguintes compostos iônicos como solúveis ou insolúveis em 
água: 
a) Fosfato de potássio, K3PO4 
b) Cloreto de chumbo(II), PbCl2 
c) Sulfeto de cádmio, CdS 
d) Sulfato de bário, BaSO4 
e) Acetato de zinco, Zn(CH3CO2)2 
f) Hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3 
g) Iodeto de prata, AgI 
h) Acetato de cobre (II), Cu(CH3CO2)2 
 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Quando o metanol CH3OH é dissolvido em água, obtém-se 
uma solução não-condutora. Quando o ácido acético, HC2H3O2, dissolve-se em água, a solução 
é má condutora e de natureza ácida. Descreva o que acontece na dissolução nos dois casos e 
julgue as diferenças. 
 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Descreva como cada um dos seguintes eletrólitos fortes 
ionizam-se ou dissociam-se em íons na dissolução em água: 
a) ZnCl2 
b) HNO3 
c) K2SO4 
d) Ca(OH)2 
e) MgI2 
f) Al(NO3)3 
g) HClO4 
h) (NH4)2SO4 
 
 
Reações de precipitação 
 
1 (Atkins 2007) – Escreva a equação que representa a reação entre soluções aquosas de 
sulfato de ferro (III) e hidróxido de sódio. Nessa reação há a formação de um precipitado. 
Indique a fórmula e nome desse composto. 
2 (Atkins 2007) – Nitrato de amônio sólido, NH4NO3, e cloreto de cálcio sólido foram colocados 
em água e misturados. Espera-se a formação de um precipitado? Em caso positivo, indique a 
fórmula e nome desse composto. 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Usando as regras de solubilidade, diga se cada um dos 
seguintes compostos é solúvel ou insolúvel em água: 
a) NiCl2 
b) Ag2S 
c) Cs3PO4 
d) SrCO3 
e) (NH4)2SO4 
f) Ni(OH)2 
g) PbSO4 
h) Ba(NO3)2 
i) AlPO4 
j) AgC2H3O2 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Amostras separadas de uma solução de um sal 
desconhecido são tratadas com soluções diluídas de HBr, H2SO4 e NaOH. Forma-se um 
precipitado apenas com H2SO4. Qual dos seguintes cátions a solução poderia conter: K
+, Pb2+ 
ou Ba2+? 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Amostras separadas de uma solução de um certo 
composto iônico desconhecido são tratadas com soluções diluídas de AgNO3, Pb(NO3)2 e BaCl2. 
Forma-se um precipitado nos três casos. Qual dos seguintes poderia ser o ânion do sal 
desconhecido: Br-, CO3
2-; NO3
-? 
 
6 (Atkins 2007) – Cada um dos seguintes procedimentos leva à formação de um precipitado. 
Escreva, para cada reação, as equações químicas que descrevem a formação do precipitado: a 
equação global, a equação iônica completa e a equação iônica simplificada. Indique os íons 
espectadores: 
a) (NH4)2CrO4(aq) é misturado com BaCl2(aq) 
b) Cu(SO4)(aq) é misturado com Na2S(aq) 
c) FeCl2(aq) é misturado com (NH4)3PO4(aq) 
d) K2C2O4(aq) é misturado com Ca(NO3)2(aq) 
e) NiSO4(aq) é misturado com Ba(NO3)2(aq) 
f) Ag(NO3)(aq) é misturado com Na2CO3(aq) 
g) Pb(NO3)2(aq) é misturado com KI(aq) 
h) Ba(OH)2(aq) é misturado com H2SO4(aq) 
i) (NH4)2S(aq) é misturado Cd(NO3)2(aq) 
j) KOH(aq) é misturado com CuCl2(aq) 
7 (Atkins 2007) – Suponha que 20,0 mL de uma solução 0,100 mol L-1 de NaOH(aq) foram 
adicionados a 40,0 mL de uma solução 0,200 mol L-1 de Cu(NO3)2(aq). 
a) Escreva a equação química da reação de precipitação, a equação iônica completa e a 
equação iônica simplificada. 
b) Qual é a concentração em quantidade de matéria dos íons Na+ na solução final? 
8 (Atkins 2007) – Suponha que 2,50 g do sólido (NH4)3PO4 foram adicionados a 50, 0 mL de 
uma solução 0,125 mol L-1 de CaCl2)(aq). 
a) Escreva a equação química da reação de precipitação e a equação iônica simplificada. 
b) Qual é a concentração em quantidade de matéria de cada íon espectador após o 
térmico da reação? Considere o volume final igual a 70,0 mL. 
9 (Atkins 2007) – Excesso de AgNO3 reage com 25, 0 mL de uma solução aquosa de K2CrO4 5,0 
mol L-1 para formar um precipitado. Qual é o precipitado e qual massa dele se forma? 
 
Reações ácido-base 
 
1 (Atkins 2007) – Escreva a equação global, equação iônica completa e a equação iônica 
simplificada das seguintes reações ácido-base. 
a) HF(aq) + NaOH(aq) → 
b) (CH3)3N(aq) + HNO3(aq) → 
c) Li(OH)(aq) + HI(aq) → 
d) H3PO4(aq) + KOH(aq) → 
e) Ba(OH)2(aq) + CH3COOH(aq) → 
f) Mg(OH)2 + HClO3(aq) → 
2 (Atkins 2007) – Identifique o ácido e a base nas seguintes reações: 
a) CH3NH2(aq) + H3O
+(aq) → CH3NH3
+(aq) + H2O(l) 
b) C2H5NH2(aq) + HCl(aq) → C2H5NH3
+(aq) + Cl-(aq) 
c) 2HI(aq) + CaO(s) → CaI2(aq) + H2O(l) 
d) CH3COOH(aq) + NH3(aq) → NH4
+(aq) + CH3CO2
-(aq) 
e) (CH3)3N(aq) + HCl(aq) → (CH3)3NH
+(aq) + Cl-(aq) 
f) O2-(aq) + H2O(l) → 2OH
-(aq) 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Classifique cada uma das substâncias como um ácido, uma 
base, um sal ou nenhum desses. Indique se a substância existe em solução aquosa unicamente 
na sua forma molecular, só como íons ou como uma mistura de moléculas e íons: 
a) HF 
b) Acetonitrila, CH3CN 
c) NaClO4 
d) Ba(OH)2 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Complete e faça o balanceamento das seguintes equações 
moleculares e a seguir escreva a equação iônica simplificada para cada uma: 
a) HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → 
b) Cu(OH)2(s) + HClO4(aq) → 
c) Al(OH)3(s) + HNO3(aq) → 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Escreva a equação molecular e a equação iônica 
simplificada (ambas balanceadas) para cada uma das seguintes reações de neutralização: 
a) Ácido acético aquoso é neutralizado por hidróxido de potássio aquoso. 
b) Hidróxido de cromo (III) sólido reage com ácido nítrico. 
c) Ácido
hipocloroso aquoso reage com hidróxido de cálcio aquoso. 
 
Reações redox 
1 (Atkins 2007) – Escreva as equações balanceadas para as seguintes reações redox 
simplificadas: 
a) NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) 
b) S8(s) + Na(s) → Na2S(s) 
c) Cr2+(aq) + Sn4+(aq) → Cr3+(aq) + Sn2+(aq) 
d) As(s) + Cl2(g) → AsCl3(l) 
e) Hg2+(aq) + Fe(s) → Hg2
2+(aq) + Fe3+(aq) 
f) Pt4+(aq) + H2(g) → Pt
2+(aq) + H+(aq) 
g) Al(s) + Fe2O3(s) → Fe(s) + Al2O3(s) 
h) La(s) + Br2(l) → LaBr3(s) 
2 (Atkins 2007) – Determine o número de oxidação do elemento em negrito nos seguintes 
compostos ou íons: 
a) SOCl2 
b) SeO3 
c) N2O5 
d) NO2 
e) HBrO2 
f) XeF2 
g) H2CO3 
h) GeO2 
i) N2H4 
j) P4O10 
k) S2Cl2 
l) P4 
m) AlO2
- 
n) NO2
- 
o) SO3
2- 
p) NiCl4
2- 
q) BrF3
+ 
r) Zn(OH)4
2- 
s) PdCl4
2- 
t) UO2
2+ 
u) SiF6
2- 
v) IO- 
 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – Quais das seguintes reações são redox? Para as que são, 
indique qual elemento é oxidado e qual é reduzido. Para as que não são, indique se são 
reações de precipitação ou ácido-base. 
a) Cu(OH)2(s) + 2HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2H2O(l) 
b) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) 
c) Sr(NO3)2(aq) + H2SO4(aq) → SrSO4(s) 2HNO3(aq) 
d) 4Zn(s) + 10H+(aq) + 2NO3
-(aq) → 4Zn2+(aq) + N2O(g) + 5H2O(l) 
4 (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) 
b) 2MoCl5(s) + 5Na2S(s) → 2MoS2(s) + 10NaCl(s) + S(s) 
c) 3Tl+(aq) → 2Tl(s) + Ti3+(aq) 
 
5 (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) 
b) Produção de gás hidrogênio no laboratório: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq) 
c) Produção do metal estanho a partir do óxido de estanho (IV), o mineral cassiterita: 
SnO2(s) + 2C(s) → Sn(l) + 2CO(g) 
d) Uma reação usada na propulsão de foguetes: 
e) 2N2H4(g) + N2O4(g) → 3N2(g) + 4H2O(g) 
6 (Atkins 2007) – Classifique as seguintes reações como de precipitação, neutralização ácido-
base ou redox. Se for uma reação de precipitação, escreva a equação iônica. Se for uma reação 
de neutralização, identifique o ácido e a base. Se for uma reação redox, identifique o oxidante 
e o redutor. 
a) Reação usada para medir a concentração de monóxido de carbono em um fluxo de 
gás: 
5CO(g) + I2O5(s) → I2(s) + 5CO2(g) 
b) Teste para medir a quantidade de iodo em uma amostra: 
I2(aq) + 2S2O3
2-(aq) → 2I-(aq) + S4O6
2-(aq) 
c) Teste para íons brometo em solução: 
AgNO3(aq) + Br
-(aq) → AgBr(s) + NO3
-(aq) 
d) Aquecimento do tetrafluoreto de urânio com magnésio, um dos estágios de 
purificação do metal urânio: 
UF4(g) + 2Mg(s) → U(s) + 2MgF2(s) 
 
Estequiometria das Reações 
 
1 (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? 
b) Calcule a massa de brometo de prata que irá produzir 0,033 mol de Na3[Ag(S2O3)2](aq). 
2 (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? 
 
3 (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? 
4 (Atkins 2007) – O combustível sólido do foguete auxiliar do ônibus espacial 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? 
b) Determine a massa de Al2O3 formada na reação de 3,500 x 10
3 kg de alumínio. 
c) 
5 (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? 
6 (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). 
 
7 (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. 
8 (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? 
b) Se o rendimento real de bromobenzeno foi de 56,7 g, qual o rendimento percentual? 
 
9 (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). 
10 (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? 
11 (Atkins 2007) – 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. 
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. 
13 (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. 
14 (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? 
 
15 (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? 
b) Quantos gramas de sólido podem se formar a partir de 206 g de nitrato de cálcio e 150 
g de ácido fosfórico? 
Respostas Lista de Exerc?cios Q. Geral.pdf
Lista de Exercícios 
 
Concentração 
1 (Atkins 2007) – R: 0,81 mol L-1 
2 (Atkins 2007) – R: 0,31 mol L-1 
3 (Atkins 2007) – R: 11,9 g 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: 0,193 mol L-1 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) –R: 0,0106 mol 
6 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: 22 mL 
7 (Atkins 2007) – R: 0,56 g 
8 (Atkins 2007) – R: 1,15 mL 
9 (Atkins 2007) – R: 7,12 mL 
10 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: 2,75 mol L-1 
11 (Atkins 2007) – R: 3,37 mL 
12 (Atkins 2007) – R: 2,62 x 10-3 mL 
13 (Atkins 2007) – R: 15,2 g 
14 (Atkins 2007) – R: 0,14 mol L-1 ; 0,11 mol L-1 
15 (Atkins 2007) – R: a) massa 1,58 g; b) Volume = 200 mL 
16 (Atkins 2007) – R: 0,068 mol L-1 
17 (Atkins 2007) –R: 0,073 mol L-1 
18 (Atkins 2007) –R: 4,51 mL 
19 (Atkins 2007) –R: 12,0 mL da solução concentrada 
20 (Atkins 2007) – a) R: 3,016 x 10-6 mol L-1 ; b) R: 0,4 mg 
21 (Atkins 2007) – R: a) 8,0 g; b) 12 g 
22 (Atkins 2007) – R: 0,004 mol L-1; 0,00789 mol L-1 
23 (Atkins 2007) – R: 6 mL 
 
Equações químicas 
1 (Atkins 2007) – R: 
a) BCl3(g) + 3H2O(l) → B(OH)3(aq) + 3HCl(aq) 
b) 2NaNO3(s) → 2NaNO2(s) + O2(g) 
c) 2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(s) + 10CO(g) + P4(s) 
d) 4Fe2P(s) + 18S(s) → P4S10(s) + 8FeS(s) 
e) 2AgNO3(s) → 2Ag(s) + 2NO2(g) + O2(g) 
f) P2S5(s) + 3PCl5(s) → 5PSCl3(g) 
g) 2BF3(g) + 6NaH(s) → B2H6(g) + 6NaF(s) 
h) 2LaC2(s) + 6H2O(l) → 2La(OH)3(s) + 2C2H2(g) + H2(g) 
2 (Atkins 2007) – 
a) R: 2NiS(s) + 3O2(g) → 2NiO(s) + 2SO2(g) 
b) R: 6Li(s) + N2(g) → 2Li3N(s) 
c) R: Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g) 
d) R: 3Mg(s) + B2O3(s) → 2B(s) + 3MgO(s) 
3 (Atkins 2007) – R: 4BF3(g) + 3NaBH4(s) → 3NaBF4(s) + 2B2H6(s) 
B2H6(s) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(l) 
4 (Atkins 2007) – R: 4HF(aq) + SiO2(s) → SiF4(aq) + 2H2O(l) 
5 (Atkins 2007) – R: C14H18N2O5(s) + 16O2(g) → 14CO2(g) + N2(g) + 9H2O(l) 
6 (Atkins 2007) – R: C9H8O4(s) + 9O2(g) → 9CO2(g) + 4H2O(l) 
 
Eletrólitos 
1 (Atkins 2007) – 
a) R: não-eletrólito 
b) R: Eletrólito forte 
c) R: Eletrólito forte 
d) R: Eletrólito forte 
e) R: Eletrólito forte 
f) R: Eletrólito fraco 
 
2 (Atkins 2007) – 
a) R: Solúvel 
b) R: Insolúvel 
c) R: Insolúvel 
d) R: Insolúvel 
e) R: Solúvel 
f) R: Insolúvel 
g) R: Insolúvel 
h) R: Solúvel 
 
Reações de precipitação 
 
 
1 (Atkins 2007) – 
R: Fe2(SO4)3(aq) + 6NaOH(aq) → 3Na2SO4(aq) + 2Fe(OH)3(s) 
Hidróxido de ferro 
2 (Atkins 2007) – R: Não 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – 
a) R: Solúvel 
b) R: Insolúvel 
c) R: Solúvel 
d) R: Insolúvek 
e) R: Solúvel 
f) R: Insolúvel 
g) R: Insolúvel 
h) R: Solúvel 
i) R: Insolúvel 
j) R: Solúvel 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: Ba2+ 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: CO3
2- 
6 (Atkins 2007) – 
a) R: Cu(SO4)(aq) + Na2S(aq) → CuS(s) + Na2SO4(aq) 
Cu2+(aq) + SO4
2-(aq) + 2Na+(aq) + S
2-(aq) → Cu2+(aq) + S2-(s) + 2Na+(aq) SO4
2-(aq) 
Cu2+(aq) + S2-(aq) → CuS(s) 
Íons espectadores: Na+ e SO4
2- 
 
b) R: 3FeCl2(aq) + 2(NH4)3PO4(aq) → Fe3(PO4)2(s) + 6NH4Cl(aq) 
3Fe2+(aq) + 6Cl-(aq) + 6NH4
+(aq) + 2PO4
3-(aq) → Fe3(PO4)2(s) + 6NH4
+(aq) + 6Cl-(aq) 
3Fe2+(aq) + 2PO4
3-(aq) → Fe3(PO4)2(s) 
Íons espectadores: Cl- e NH4
+ 
 
c) R: NiSO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) → Ni(NO3)2(aq) + BaSO4(s) 
Ni2+(aq) + SO4
2-(aq) + Ba2+(aq) + 2NO3
-(aq) → Ni2+(aq) + 2NO3
-(aq) + BaSO4(s) 
Ba2+(aq) + SO4
2-(aq) → BaSO4(s) 
Íons espectadores: Ni2+ e NO3
- 
 
d) R: 2Ag(NO3)(aq) + Na2CO3(aq) → Ag2CO3(s) + 2NaNO3(aq) 
2Ag+(aq) + 2NO3
-(aq) + 2Na+(aq) + CO3
2-(aq) → Ag2CO3(s) + 2Na
+(aq) + 2NO3
-(aq) 
2Ag+(aq) + CO3
2-(aq) → Ag2CO3(s) 
Íons espectadores: NO3
- e Na+ 
 
e) R: Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
Pb2+(aq) + 2NO3
-(aq) + 2K+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) + 2K
+(aq) + 2NO3
-(aq) 
Pb2+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) 
Íons espectadores: NO3
- e K+ 
 
f) R: Ba(OH)2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2H2O(l) 
Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + 2H+(aq) + SO4
2-(aq) → BaSO4(s) + 2H2O(l) 
Ba2+(aq) + SO4
2-(aq) → BaSO4(s) 
Íons espectadores: OH- e H+ 
 
g) R: (NH4)2S(aq) + Cd(NO3)2(aq) → 2NH4NO3(aq) + CdS(s) 
2NH4
+(aq) + S2-(aq) + Cd2+(aq) + 2NO3
-(aq) → 2NH4
+(aq) + NO3
-(aq) + CdS(s) 
S2-(aq) + Cd2+(aq) → CdS(s) 
Íons espectadores: NH4
+ e NO3
- 
 
h) R: 2KOH(aq) +CuCl2(aq) → 2KCl(aq) + Cu(OH)2(s) 
2K+(aq) + 2OH-(aq) + Cu2+(aq) + 2Cl-(aq) → 2K+(aq) + 2Cl-(aq) + Cu(OH)2(s) 
2OH-(aq) + Cu2+(aq) → Cu(OH)2(s) 
Íons espectadores: K+ e OH- 
 
7 (Atkins 2007) – 
a) R: 2NaOH(aq) + Cu(NO3)2(aq) → 2NaNO3(aq) + CU(OH)2(s) 
2Na+(aq) + 2OH-(aq) + Cu2+(aq) + 2NO3
-(aq) → 2Na+(aq) + 2NO3
-(aq) + Cu(OH)2(s) 
2OH-(aq) + Cu2+(aq) → Cu(OH)2(s) 
b) R: 0,03 mol L-1 
 
8 (Atkins 2007) – 
a) R: 2(NH4)3PO4(aq) + 3CaCl2(aq) → 6NH4Cl(aq) + Ca3(PO4)2(s) 
3Ca2+(aq) + 2PO4
3-(aq) → Ca3(PO4)2(s) 
b) R: NH4
+: 0,73 mol L-1 
Cl-: 0,18 mol L-1 
9 (Atkins 2007) – R: Ag2CrO4; 41,5 g 
 
Reações ácido-base 
 
1 (Atkins 2007) – 
a) R: HF(aq) + NaOH(aq) → NaF(aq) + H2O(l) 
HF(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + F-(aq) + H2O(l) 
HF(aq) + OH-(aq) → F-(aq) + H2O(l)
 
 
b) R: (CH3)3N(aq) + HNO3(aq) → (CH3)3NHNO
3-(aq) 
(CH3)3N(aq) + H
+(aq) + NO3
-(aq) → NO3
-(aq) + (CH3)3NH
+(aq) 
(CH3)3N(aq) + H
+(aq) → (CH3)3NH
+(aq) 
 
c) R: Li(OH)(aq) + HI(aq) → LiI(aq) + H2O(l) 
Li+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + I-(aq) → Li+(aq) + I-(aq) + H2O(l) 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
 
d) R: H3PO4(aq) + 3KOH(aq) → K3PO4(aq) + 3H2O(l) 
3H+(aq) + PO4
3-(aq) + 3K+(aq) + 3OH-(aq) → 3K+(aq) + 3PO4
3-(aq) + 3H2O(l) 
3H+(aq) + 3OH-(aq) → 3H2O(l) 
 
e) R: Ba(OH)2(aq) + 2CH3COOH(aq) → Ba(OOCCH3)2(aq) + 2H2O(l) 
Ba2+(aq) + 2OH-(aq) + 2CH3COOH(aq) → Ba
2+(aq) + 2CH3COO
-(aq) + 2H2O(l) 
2OH-(aq) + 2CH3COOH(aq) → 2CH3COO
-(aq) + 2H2O(l) 
 
f) R: Mg(OH)2 + 2HClO3(aq) → Mg(ClO3)2(aq) + 2H2O(l) 
Mg(OH)2(aq) + 2H
+(aq) + 2ClO3
-(aq) → Mg2+(aq) + 2ClO3-(aq) + 2H2O(l) 
Mg(OH)2(aq) + 2H
+(aq) → Mg2+(aq) + 2H2O(l) 
 
2 (Atkins 2007) – 
a) R: CH3NH2(aq)(base) + H3O
+(aq)(ácido) → CH3NH3
+(aq)(ácido) + H2O(l)(base) 
b) R: C2H5NH2(aq)(base) + HCl(aq)(ácido) → C2H5NH3
+(aq)(ácido) + Cl-(aq)(base) 
c) R: 2HI(aq)(ácido) + CaO(s)(base) → CaI2(aq)(base) + H2O(l)(ácido) 
d) R: CH3COOH(aq)(ácido) + NH3(aq)(base) → NH4
+(aq)(ácido) + CH3CO2
-(aq)(base) 
e) R: (CH3)3N(aq)(base) + HCl(aq)(ácido) → (CH3)3NH
+(aq)(ácido) + Cl-(aq)(base) 
f) R: O2-(aq)(base) + H2O(l)(ácido) → 2OH
-(aq) 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – 
a) HF 
R: ácido. Mistura de moléculas e íons 
b) Acetonitrila, CH3CN 
R: nenhum desses, moléculas 
c) NaClO4 
d) R: sal, íons 
e) Ba(OH)2 
R: base, íons 
4 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – 
a) R: 2HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + 2H2O(l) 
2H+(aq) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) 
 
b) R: Cu(OH)2(s) + 2HClO4(aq) → Cu(ClO4)2(aq) + 2H2O(l) 
2H+(aq) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) 
 
c) R: Al(OH)3(s) + 3HNO3(aq) → Al(NO3)3(aq) + 3H2O(l) 
3H+(aq) + 3OH-(aq) → 3H2O(l) 
 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – 
a) Ácido acético aquoso é neutralizado por hidróxido de potássio aquoso. 
R: CH3COOH(aq) + KOH(aq) → KOOCCH3(aq) + H2O(l) 
CH3COOH(aq) + OH
-(aq) → CH3COO
-(aq) + H2O(l)
b) Hidróxido de cromo (III) sólido reage com ácido nítrico. 
R: Cr(OH)3(s) + 3HNO3(aq) → Cr(NO3)3(aq) + 3H2O(l) 
 Cr(OH)3(s) + 3H
+(aq) + → Cr3+(aq) + 3H2O(l) 
 
c) Ácido hipocloroso aquoso reage com hidróxido de cálcio aquoso. 
R: 2HClO(aq) + Ca(OH)2(aq) → Ca(ClO)2(aq) + 2H2O(l) 
2HClO(aq) + 2OH-(aq) → ClO-(aq) + 2H2O(l) 
 
Reações redox 
1 (Atkins 2007) – 
a) R: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) 
b) R: S8(s) + 16Na(s) → 8Na2S(s) 
c) R: 2Cr2+(aq) + Sn4+(aq) → 2Cr3+(aq) + Sn2+(aq) 
d) R: 2As(s) + 3Cl2(g) → 2AsCl3(l) 
e) R: 6Hg2+(aq) + 2Fe(s) → 3Hg2
2+(aq) + 2Fe3+(aq) 
f) R: Pt4+(aq) + H2(g) → Pt
2+(aq) + 2H+(aq) 
g) R: 2Al(s) + Fe2O3(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s) 
h) R: 2La(s) + 3Br2(l) → 2LaBr3(s) 
2 (Atkins 2007) – R: 
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) SO3
2- R: +5 
p) NiCl4
2- R: +2 
q) BrF3
+ R: +4 
r) Zn(OH)4
2- R: +2 
s) PdCl4
2- R: +2 
t) UO2
2+ R: +6 
u) SiF6
2- R: +4 
v) IO- R: +1 
 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – 
a) R: ácido-base 
b) R: Redox 
Ferro é reduzido e carbono é oxidado 
c) R: Precipitação 
d) R: Redox 
Zinco é oxidado e nitrogênio é reduzido 
4 (Atkins 2007) – 
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 e parte do enxofre se oxida 
 
c) 3Tl+(aq) → 2Tl(s) + Ti3+(aq) 
R: Tl+ se oxida e se reduz 
 
5 (Atkins 2007) – 
a) Produção do metal tungstênio a partir de seu óxido: 
WO3(s) + 3H2(g) → W(s) + 3H2O(l) 
R: agente oxidante WO3 
Agente redutor H2 
b) Produção de gás hidrogênio no laboratório: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + MgCl2(aq) 
R: agente oxidante HCl 
Agente redutor Mg 
 
c) Produção do metal estanho a partir do óxido de estanho (IV), o mineral cassiterita: 
SnO2(s) + 2C(s) → Sn(l) + 2CO(g) 
R: agente oxidante SnO2 
Agente redutor C 
 
d) Uma reação usada na propulsão de foguetes: 
2N2H4(g) + N2O4(g) → 3N2(g) + 4H2O(g) 
R: agente oxidante N2O4 
Agente redutor N2H4 
 
6 (Atkins 2007) – 
a) Reação usada para medir a concentração de monóxido de carbono em um fluxo de 
gás: 
5CO(g) + I2O5(s) → I2(s) + 5CO2(g) 
R: Redox 
Agente oxidante: I2O5 
Agente redutor: CO 
 
b) Teste para medir a quantidade de iodo em uma amostra: 
I2(aq) + 2S2O3
2-(aq) → 2I-(aq) + S4O6
2-(aq) 
R: Redox 
Agente oxidante: I2 
Agente redutor: S2O3
2- 
 
c) Teste para íons brometo em solução: 
AgNO3(aq) + Br
-(aq) → AgBr(s) + NO3
-(aq) 
R: Precipitação 
Ag+(aq) + Br-(aq) → AgBr(s) 
 
d) Aquecimento do tetrafluoreto de urânio com magnésio, um dos estágios de 
purificação do metal urânio: 
UF4(g) + 2Mg(s) → U(s) + 2MgF2(s) 
R: Redox 
Agente oxidante: Agente oxidante 
Agente redutor: Mg 
 
 
Estequiometria das Reações 
1 (Atkins 2007) –R: a)1,1 x 10-5 mol Na2S2O3 ; b) R: 6,2 g de AgBr 
2 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: NaOH é o reagente limitante, 0,850 mol de Na2CO3 pode 
ser produzido; 0,15 mol de CO2 permanece. 
3 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: 0,12 g 
4 (Atkins 2007) – R: a) R: 507 g de Al; b) R: 6,613 x 103 kg de Al2O3 
5 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: Reagente limitante H2SO4 ; 0,183 mol de Al2(SO4)3 pode 
ser formado; excesso 0,083 mol de Al(OH)3 
6 (Atkins 2007) – R: 1814 g de H2O 
7 (Atkins 2007) – R: 37% de CaCl2.2H2O e 63% de KCl 
8 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) – R: (a) O rendimento teórico é 60,3 g de C6H5Br. (b) 94,0% 
de rendimento 
9 (Brown, LeMay, Bursten, 2005) - R: 10,2 g de KClO3, 20,0 g de KHCO3, 13,8 g de K2CO3, 56,0 g 
de KCl 
10 (Atkins 2007) – R: 3,41 g de NaCl 
11 (Atkins 2007) – R: x = 2; BaBr2 + Cl2 → BaCl2 + Br2 
12 (Atkins 2007) – R: 93,1 % 
13 (Atkins 2007) – R: 87,7% 
14 (Atkins 2007) – R: 39,6 g de Ca(OH)2 
15 (Atkins 2007) – R: a) Ca3(PO4)2; b) R: 130 g