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Universidade de Brasília Instituto de Química Disciplina: Química Geral Teórica Lista de Exercícios – Estrutura Atômica 1) Quais postulados propostos por Bohr que permitiram deduzir a equação de energia do elétron no átomo de hidrogênio? 2) O que significa o princípio da incerteza de Heisenber na descrição do átomo? 3) Quais valores permitidos para n, l, ml e ms. Relacione os valores com de l com os tipos de orbitais? 4) Explique paramagnetismo e diamagnetismo. Qual a relação entre o momento magnético e o número de elétrons desemparelhados? 5) O que significam efeito de blindagem? Calcule a carga nuclear efetiva para: a) Elétron 3d do Co; b) Elétrons de valência do Co; c) Elétrons de valência dos elementos do primeiro período da Tabela Períodica. Lista de Exercícios – Eletroquímica 1) Escreva as semi-reações de cátodo e ânodo, a equação balanceada para as reações de célula e o diagrama de célula para as seguintes reações não-balanceada a. Ni2+(aq) + Zn(s) → Ni(s) + Zn2+(aq) b. Ce4+ + I-(aq) → I2(s) + Ce3+(aq) c. Cl2(g) + H2(g) → HCl(aq) d. Au+(aq) → Au(s) + Au3+(aq) 2) Preveja o potencial padrão de célula e calcule a energia livre padrão das seguintes células galvânicas a. Pt(s) | Cr3+(aq), Cr2+(aq) || Cu2+ | Cu(s) b. Ag(s) | AgI(s) | I-(aq) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag(s) c. Hg(l) | Hg2Cl2(s) | Cl-(aq) || Hg22+(aq) |Hg(l) d. C(gr) | Sn4+(aq), Sn2+(aq) || Pb4+(aq), Pb2+(aq) |Pt(s) 3) Determine as constantes de equilíbrio para as seguintes reações e células: a. Pt(s) | Cr3+(aq), Cr2+(aq) || Cu2+ | Cu(s) b. Mn(s) + Ti2+ (aq) → Mn2+(aq) + Ti(s) c. O par redox Pb2+/Pb em combinação com o par redox Hg22+/Hg d. In3+(aq) + U3+(aq) → In2+(aq) +U4+(aq) 4) Soluções aquosas de Mn2+; Al3+; Ni2+ e Au3+ são eletrolisadas. Determine se o íon metálico ou água será reduzido no cátodo. 5) Qual o potencial padrão do par redox M4+/M.? Sabendo que uma célula galvânica tem a reação de célula M(s) +2Zn 2+ → 2Zn(s) + M4+(aq) e o potencial padrão da célula é 0,16V. 6) Um guidom de uma bicicleta de aço, banhada com cromo, foi arranhado. O enferrujamento do ferro contido no aço será facilitado ou retardado pelo cromo? Lista de Exercícios – Ácido e Base 1. Dados os ácidos HClO, H2SO4, H3PO4, HClO4. a) Coloque – os em ordem crescente de força; b) Represente a ionização de força. 2 Escreva as fórmulas para os ácidos conjugados e bases conjugadas das seguintes estruturas: CH3NH2; NH2NH2; HCO3 - ; HCO3 - ; C6H5OH; CH3COOH 2) Identifique na seguinte reação o ácido e a base de Bronsted e a base e o ácido conjugado formados 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞) 2− → 𝑁𝑂3(𝑎𝑞) − + 𝐻2𝑃𝑂4(𝑎𝑞) − 3) O valor Kw para a água à temperatura do corpo (37 oC) é 2,5x10-14 a. Quais são as molaridades dos íons H3O+ e o pH da água neutra nesta temperatura. b. Qual é a molaridade de OH- na água neutra a estra temperatura 4) Calcule a molaridade inicial do Ba(OH)2 e as molaridades de Ba2+, OH- e H3O+ em uma solução aquosa que contém 0,50 g de Ba(OH)2 em 0,100mLde solução. 5) Encontre as concentrações iniciais do ácido ou base em cada uma das seguintes soluções aquosas: a) Uma solução de HClO com Ph = 4,60 b) O pH de uma solução aquosa 0,10mol/L em propilamina foi medido como 11,86. Quais são os valores de Kb e pKb da propilamina. 6) A porcentagem de desprotonação do ácido benzoico em uma solução 0,110 mol/L é 2,4%. Quais são os pHs da solução e o Ka do ácido benzoico 8) Explique a importância da autodissociação dos solventes não aquosos na determinação de acidez e basicidade de espécies químicas 9) Mostre como podemos calcular a constante de equilíbrio de uma reação ácido-base. O que significa valores de Ka e Kb muito próximos de zero ou muito próximos de 1. 10) As entalpias da reação de trimetilboro com NH3, CH3NH2, (CH3)2NH e (CH3)3N são -58, -74, -81 e -74kJmol-1, respectivamente. Por que a trimetilamina está fora da faixa? 11) Determine qual dos ácidos é mais forte em cada par. Justifique suas respostas: a) HF ou HCl; b) HBrO2 ou HClO2; c) HClO4 ou H3PO4; d) HNO3 ou HNO2; 12) Quais são os fatores que alteram a acidez ou basicidade de um composto. Explique! Lista de Exercícios – TOM, TLV, Ligação Química e Interação intermolecular 1) (a) Qual o significado de ligação covalente? (b) Dê três exemplos de ligação covalente. (c) Uma substância XY, formada a partir de dois elementos diferentes, entra em ebulição a -33°C. É mais provável que XY seja uma substância covalente ou iônica? Explique 2) Qual desses elementos é improvável formar ligações covalentes: S, H, K, Ar, Si. Justifique sua escolha 3) Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do SiCl4 a partir dos átomos de Si e Cl. 4) (a) Construa a estrutura para O2 na qual cada átomo atinge um octeto de elétrons. (b) Explique porque é necessário formar uma ligação dupla na estrutura de Lewis. (c) A ligação em O2 é mais curta que a ligação simples O-O em compostos que contêm uma ligação simples O-O. Explique essa observação. 5) Quais das seguintes ligações são polares: (a) P-O, (b) S-F, (c) Br- Br, (d) O-Cl. Qual é o átomo mais eletronegativo em cada ligação polar? 6) Escreva a estrutura de Lewis para cada uma das moléculas abaixo, prevendo a geometria molecular (incluindo os ângulos de ligação) e os orbitais híbridos no átomo central. BF3; SeF4; F3SN (a ligação entre o S e o N é uma ligação tripla); SbF5; XeOF4; XeOF2; BrF3; KrF4; BrF5; BeF2; ClF3; SeO4 2–; KClO3; H2S; PH3; NH4 +; C2H2; AsH5; ClH5; ClF2 -1 ; SH4 -2 ; [BeF4] 2-; SF6; [NCS] - 7) Defina os seguintes termos: hibridização; Combinação linear dos Orbitais Atômicos; Orbital Molecular; Orbital antiligante e ligante 8) Veja qual é a hibridização de todos os átomos das seguintes moléculas: SOCl2; SO2Cl2; MeC≡N; HC≡CH; H2CCH2; CO2; [CO3]2-; [NO3]-; NH2; XeOF4; [SbCl6]-; [H3O]+; IF5; [AlCl6] 3-; SbPh5; [SO4] 2- ; O3; Me2SO; PCl3; [SbO4] 3 9) Quais são as limitações da TLV. Explique! Quais são as diferenças entre a TLV e a TOM 10) Como a TOM se aplica para moléculas diatômicas homonuclear e heteronuclear. Quais são as diferenças entre os diagramas de níveis dos composto diatômicos homonuclear do segundo período da tabela periódica 11) Use o diagrama da TOM para determinar as ordens de ligação do B2 e Be2. Você esperaria que estes compostos existissem 12) Assumindo que os orbitais de energia moleculares sejam similares aquelas do CO, deduza ordem de ligação NO, NO- e NO+ e prediga qual das seguintes reações são as mais favoráveis e dê seus motivos: 𝑁𝑂 + 𝐶𝑁 → 𝑁𝑂+ + 𝐶𝑁 𝑁𝑂 + 𝐶𝑁 → 𝑁𝑂− + 𝐶𝑁+ 13) Como a eletronegatividade e a estrutura molecular é usada para predizer a polaridade da molécula 14) Como as forças intermoleculares são usadas para explicar as propriedades físicas de compostos químicos 15) Qual a principal diferença das seguintes forças intermoleculares. Ligação de Hidrogênio; Forças dipolo-dipolo; Foças de Dispersão de London; 16) Prediga as forças intermoleculares dos seguintes compostos: N2; CO2; CCl4; H2O; HCl; ClF3; SO2; C2H4; HCOOH; BCl3; CH4; NH3; Lista de Exercícios – Cinética Química 1) A velocidade de formação de oxigênio é 1.5X10-3 mol/L.s na reação. Qual é a velocidade de decomposição de ozônio. Qual é a velocidade da reação 2) O pentóxido de dinitrogênio se decompõe por uma reação de primeira ordem. Qual é a velocidade inicial para a decomposição de sua decomposição qunado 2,00 g de N2O5, estão confinados em um recipiente de 1,00Le aquecidos a 65 oC. 3) Uma amostrade 0,15g de H2 e uma amostra de 0,32g de I2 são confinados em um recipiente de reação de 500mLe aquecidos a 700 K, onde elas reagem por um processo de segunda ordem, com k-0,063L/mol.s. a) Qual é velocidade inicial de reação b) Por qual fator a velocidade de reação aumentará se a concentração de H2 presente na mistura for dobrada 4) Os seguintes dados cinéticos foram obtidos para a reação: 𝐴(𝑔) + 2𝐵(𝑔) → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 Experimento Concentração inicial, mol/L Velocidade inicial mol/L.s [A]0 [B]0 1 0,60 0,30 12,6 2 0,20 0,30 1,4 3 0,60 0,10 4,2 4 0,17 0,25 X (a)Qual é a ordem com respeito a cada reagente e a ordem global da reação? (b) Escreva a lei de velocidade para a reação. (c) dos dados, determine o valor da constante de velocidade. (d) Use os dados para predizer a velocidade de reação do experimento 4 5) Os seguintes dados cinéticos foram obtidos para a reação: 2𝐼𝐶𝑙(𝑔) + 𝐻2(𝑔) → 𝐼2(𝑔) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑔) Experimento Concentração inicial, mol/L Velocidade inicial mol/L.s [ICl]0 [H2]0 1 1.5 1.5 3,7x10-7 2 3.0 1.5 7,4x10-7 3 3,0 4,5 22x10-7 4 4,7 2,7 X Escreva A lei de velocidade para a reação (b) dos dados, determine o valor da constante de velocidade. (c) Use os dados para predizer a velocidade de reação para o experimento 4. 6) A constante de velocidade da reação que ocorre na eletrosfera é 9,7 x 1010 L/mol.s a 800 oC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol. Determine a constante de velocidade a 700 oC. 7) Explique por que as afirmações seguintes sobre reações elementares estão erradas a. No equilíbrio, as constantes de velocidade das reações diretas e inversas são iguais. b. Para uma reação com uma constante de equilíbrio muito grande, a constante de velocidade da reação inversa é muito maior do que a constante de velocidade da reação direta. 8) A presença de um catalisador fornece uma via de reação na qual a energia de ativação de uma certa reação é reduzida de 100kJ/mol para 50kJ/mol. Por qual fator a velocidade da reação aumenta a 400K, sendo todos os outros fatores iguais? 9) Para a reação reversível e em uma etapa a constante de velocidade para a reação direta é 256L/mol.min e a constante de velocidade da reação inversa é 392 L/mol.min. A energia de ativação para a reação direta é 39,7 kJ/mol e para a inversa, 25,4kJ/mol. 2𝐴(𝑔) → 𝐵 + 𝐶 a) Qual é a constante de equilíbrio da reação? b) A reação é exotérmica ou endotérmica? c) Qual será o efeito de um aumento da temperatura nas constantes de velocidade e de equilíbrio? Lista de Exercícios – Equilíbrio Químico 1) Para a equação: 𝐶𝑂(𝑔) + 0,5𝑂2(𝑔) ← → 𝐶𝑂2(𝑔), ΔH = -283 kJ.mol -1 a) Quais são os meios susceptíveis de aumentar a produção de CO2? b) O que se deve fazer para aumentar o valor numérico de Kc? c) Qual será o efeito do aumento da temperatura? 2) A foto a seguir (2005 by Pearson Education) mostra o resultado do aquecimento e do resfriamento de uma solução aquosa de íons Co2+, contendo ácido clorídrico. A equação para o equilíbrio existente nessa solução é: Co(H2O)6 2+(aq) + 4Cl-(aq) ⇆ CoCl42-(aq) + 6H2O(l). O íon Co(H2O)6 2+ é rosa, enquanto o íon CoCl4 2- é azul. A transformação do Co(H2O)6 2- em CoCl4 2- é exotérmica ou endotérmica? 3) Considere uma reação em fase gasosa em que um composto incolor C produz um composto azul B: 2 C ⇆ B. Após atingir o equilíbrio, o tamanho do frasco é reduzido pela metade. a) Que mudança de coloração (se houver) será observada imediatamente após a redução do frasco à metade? b) Que mudança de coloração (se houver) será observada quando o equilíbrio for restabelecido no frasco? 4) Decida se cada uma das afirmações a seguir é verdadeira ou falsa. Se for falsa, corrija-a para que se torne verdadeira. Dê sua justificativa! a) A magnitude da constante de equilíbrio sempre é independente da temperatura. b) Quando duas equações químicas são acrescentadas a uma determinada equação global, a constante de equilíbrio para a equação global é o produto das constantes de equilíbrio das equações somadas. c) A constante de equilíbrio para uma reação tem o mesmo valor que K para a reação reversa. d) Somente a concentração de CO2 aparece na expressão da constante de equilíbrio para a reação CaCO3(s) ⇆ CaCO2(g). e) Para a reação CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g), o valor de K é numericamente o mesmo, não importando se a quantidade de CO2 é expressa em mols/litros ou em pressão do gás. 5) Ao aquecer um carbonato de metal, ocorre sua decomposição. Considerando a reação BaCO3(s) ⇆ BaO(s) + CO2(g) Preveja o efeito, em equilíbrio, de cada alteração apresentada a seguir. a) Adicionando BaCO3 b)Adicionando CO2 c) Adicionando BaO d) Aumentando a temperatura e) Aumentar o volume do frasco contendo a reação 6) Use o princípio de Le Chatelier para prever a consequência que a mudança dada na primeira coluna da tabela a seguir tem sobre a quantidade na segunda coluna para o seguinte sistema em equilíbrio: 5 CO(g) + I2O5(s) ⇆ I2(g) + 5 CO2(g), ∆H° = -1.175 kJ Considere que cada mudança seja aplicada separadamente ao sistema. 7) Uma mistura de reação que consiste de 0,20 mol de H2 e 0,20 mol de I2 foi preparada em um frasco de 25,0 L e aquecida. No equilíbrio, 5,0% do. Qual é a constante de equilíbrio, Kc, para a reação H2(g) + I2(g) ⇆ 2 HI(g), sabendo que 5% do gás nitrogênio reagiu? 8) Introduziu-se em um recipiente de 250 mL 200 Torr de monóxido de Carbono e vapor de água. Ao atingir o equilíbrio, à 700 °C, a pressão parcial de CO2 era 88 Torr. Calcule o valor de K para o equilíbrio CO(g) + H2O(g) ⇆ CO2(g) + H2(g). 9) Um balão de reação de 500 mL, em 700 K, contém 1,20 x 10-3 M de SO2(g), 5,0 x 10-4 M de O2(g) e 1,0 x 10 -4 M de SO3(g). Sabe-se que nesta temperatura Kc = 1,7 x 10 6 para a reação (Não balanceada) SO2(g) + O2(g) ⇆ SO3(g). Diga se a reação se encontra em equilíbrio ou se ela tende a formar mais reagentes ou produtos. Lista de Exercícios – Termoquímica (1) Considerando a desordem nos reagentes e produtos, determine se ∆𝑆 é positivo ou negativo para cada um dos seguintes processos: (a) 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2𝑂(𝑔) (b) 𝐴𝑔(𝑎𝑞) + + 𝐶𝑙(𝑎𝑞) − → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑆) (c) 4𝐹𝑒(𝑆) + 3𝑂2(𝑔.) → 2𝐹𝑒2𝑂2 (𝑆) (2) O elemento mercúrio, é um líquido prateado à temperatura ambiente. O ponto de congelamento normal do mercúrio é -38,9 ℃, a respectiva entalpia molar de fusão é ∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = 2,29 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 . Qual é a variação de entropia do sistema quando 50,0g de Hg(l) se congela no ponto de fusão normal? (3) Considere a fusão reversível de 1mol de gelo em um banho grande, isotérmico, contendo água a 0 ℃ e 1 atm de pressão. A ∆𝐻𝑓𝑢𝑠 = 6,01 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 . .Calcule a variação de entropia no sistema e na vizinhança, bem como a variação total na entropia do universo para esse sistema. (4) Calcule ∆𝑆𝑜 para a síntese de amônia a partir de N2(g) e H2(g) a 298 K. 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) (5) Suponha que 1,00 mL de moléculas de um gás ideal, em 292 K e 3,00 atm, sofra uma expansão de 8,00 L a 20,00 L e atinja a pressão final por dois caminhos diferentes. Determine o trabalho realizado, o calor transferido e a troca de energia interna para os dois caminhos. (a) O caminho A é a expansão isotérmica reversível (b) O caminho B tem duas partes. Na etapa 1, o gás é esfriado em volume constante até que a pressão atinja 1,20 atm. Na etapa 2, ele é aquecido e se expande contra uma pressão constante igual a 1,20 atm até o volume atinja 20,00 L e T = 292 K. (6) Calcule a temperatura final e a variaçãode energia interna quando 500 J de energia são transferidos, na forma de calor, para 0,900 mol O2, em 298 K e 1,00 atm. (a) Em volume constante (b) Em pressão constante. (7) Um calorímetro, em volume, constante, mostrou que a perda de calor que acompanha a combustão de 1,000 mol de moléculas de glicose na reação é 2,559 kJem 298 K. Qual é a energia interna? Qual é a variação de entalpia da mesma? (8) Examinemos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em fogões de acampamentos (equação da reação descrita abaixo). No entanto, é difícil medir a variação da entalpia dessa reação. As entalpias de reações de combustão, porém são mais fáceis de medir. Assim, como podemos obter o valor de entalpia padrão para a reação em questão? 3𝐶(𝑔𝑟) + 4𝐻2(𝑔) → 𝐶3𝐻8 (𝑔) (9) A temperatura de uma amostra de gás de nitrogênio de volume 20,0 L em 5,00 kPa aumenta de 20 ℃ até 400 ℃ em volume constante. Qual é a variação de entropia do nitrogênio? A capacidade calorífica molar do nitrogênio, em volume constante, 𝐶𝑣,𝑚 = 20,81 𝐽 𝐾.𝑚𝑜𝑙 . 𝐼𝑚𝑎𝑔𝑖𝑛𝑒 𝑞𝑢𝑒 𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑟𝑡𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 é 𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙. (10) Calcule ∆𝑆𝑣𝑖𝑧, ∆𝑆𝑠𝑖𝑠𝑡, ∆𝑆𝑢𝑛𝑖𝑣 para (a) a expansão isotérmica reversível e (b) a expansão livre isotérmica irreversível de 1,00 mol de moléculas de um gás ideal de 8,00 L até 20,00 L, em 292 K. Explique as diferenças encontradas nos dois caminhos. (11) Estime a temperatura em que é termodinamicamente possível para o carbono reduzir óxido de ferro (III), em condições padrão, pela reação endotérmica: 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 3𝐶(𝑔) → 4𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2 (𝑔) (12) Calcule a energia livre padrão das reações: (a) Energia livre padrão de formação de HI(g) em 25 ℃ usando sua entropia padrão e sua entalpia padrão de formação (b) 4𝑁𝐻3(𝑔) + 5𝑂2(𝑔) → 4𝑁𝑂(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑔)
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