Lista Exercicios Qui203

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS / DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
QUÍMICA GERAL (QUI-203) – PROF.: João Cura D´Ars 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
 
REVISÃO – ESTEQUIOMETRIA E SOLUÇÕES 
 
1) Balanceie as seguintes equações químicas esqueletos: 
 
a) AgNO3(s)  Ag (s) + NO2 (g) + O2 (g) 
b) P2S5(s) + PCl5 (s)  PSCl3 (g) 
c) BF3(g) + NaH (s)  B2H6 (g) + NaF(s) 
d) LaC2(s) + H2O (l)  La(OH)3 (s) + C2H2 (g) + H2 (g) 
e) MnO4
-
(aq) + Br
-
(aq) + H
+
(aq)  Mn
2+
(aq) + Br2(l) + H2O(l) 
f) Fe
3+
(aq) + Sn
2+
(aq)  Fe
2+
(aq) + Sn
4+
(aq) 
g) HgCl2(aq) + SnCl2(aq)  SnCl4 (aq) + Hg2Cl2(s) 
h) H2C2O2(aq) + MnO4
‒
(aq)  Mn2+(aq) + CO2(g) (meio ácido) 
i) HCHO(aq) + Ag
+
(aq)  Ag(s) + HCO2H(aq) (meio ácido) 
j) Zn(s) + VO3
‒
(aq)  V3+(aq) + Zn2+(aq) (meio ácido) 
k) SnO2
2‒
(aq) + Bi(OH)3(s)  Bi(s) + SnO3(aq) (meio básico) 
l) ClO
‒
(aq) + CrO2
‒
(aq)  Cl‒(aq) + CrO4
2‒
(aq) (meio básico) 
m) N2H4(g) + ClO3
‒
(aq) → NO(g) + Cl
‒
(aq) (meio básico) 
 
 
2) O tiossulfato de sódio (Na2S2O3), um fixador de fotografias, reage com o brometo de prata 
(AgBr) da emulsão do filme não exposto para formar brometo de sódio (NaBr) e um composto 
solúvel cuja fórmula é Na3[Ag(S2O3)2]: 
 
2 Na2S2O3 (aq) + AgBr (s)  NaBr (aq) + Na3[Ag(S2O3)2] (aq) 
 
a) Quantos mol 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]. 
 
 
3) O combustível sólido do foguete auxiliar do ônibus espacial é uma mistura de NH4ClO4 e pó de 
Al. Na ignição, a reação que ocorre é 
 
6 NH4ClO4 (s) + 10 Al (s)  5 Al2O3 (s) + 3 N2 (g) + 6 HCl (g) + 9 H2O (g) 
 
a) Que 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 Al. 
 
 
4) O aquecimento da pedra calcária, que é principalmente CaCO3, produz CO2 e CaO pela equação 
 
CaCO3 (s)  CaO(s)
 
+ CO2 (g) 
 
Se a decomposição térmica de 42,73g de CaCO3 produz 17,5 g de CO2, qual é o rendimento percentual da 
reação? 
 
5) Um vaso de reação contém 5,77 g de fósforo branco e 5,77 g de oxigênio. A primeira reação que 
ocorre é a seguinte 
 
P4 (s) + 3 O2 (g)  P4O6 (s) 
 
Se o oxigênio presente é suficiente, a reação prossegue, com formação de P4O10 (s) 
 
P4O6 (s) + 2 O2 (g)  P4O10 (s) 
 
a) Qual é o reagente limitante para formação do P4O10? 
b) Quantos gramas de reagente em excesso permanecem no vaso de reação? 
 
 
6) Uma amostra pesando 1,2680 g do carbonato de um metal M de fórmula MCO3, reage com 
100,00 mL de H2SO4 0,1083 mol.L
-1
, segundo a reação representada pela Equação 1. O gás CO2 é 
removido e o excesso de H2SO4 é neutralizado com 71,02 mL de uma solução aquosa de NaOH cuja 
concentração é de 0,1241 mol.L
-1
 (representada pela Equação 2). 
 
H2SO4(aq) + MCO3(s)  MSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g) Equação 1 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) Equação 2 
 
Calcule o peso atômico do metal M e o identifique. 
 
 
7) A descoberta da cisplatina (cis-diamindicloroplatina, ou cis-DDP) no início de 1960 gerou uma 
enorme quantidade de pesquisa visando o entendimento do mecanismo de ação da droga na 
destruição das células cancerosas no corpo humano. A Figura abaixo mostra a estrutura do cis-
DDP. 
 
Atualmente a cis-DDP é mundialmente conhecida como um agente anticancerígeno usado no tratamento 
de tumores. Pode ser produzido pela reação entre o tetracloroplatinato(II) de potássio e a amônia, de 
acordo com a reação representada pela Equação 1 abaixo: 
 
Equação 1: K2PtCl4(s) + 2 NH3(aq) → Pt(NH3)2Cl2(s) + 2 KCl(aq) 
 
a) Calcule a massa de cis-DDP, em gramas, que pode ser obtida pela reação de 0,240 mol de K2PtCl4 com 
0,588 mol de NH3. 
b) Calcule o rendimento percentual quando 1,71 g de K2PtCl4 e 0,161 g de NH3 produzem 1,08 g de cis-
DDP. 
 
8) A água sanitária é fornecida com uma concentração média de 2,50% (m/m) expressa em 
hipoclorito de sódio (NaOCl) e densidade igual a 1,05 g.mL
-1
. Qual é a concentração em quantidade 
de matéria (mol.L
-1
) dessa solução? 
 
 
9) Calcule a concentração em quantidade de matéria (mol L
-1
) de uma solução de ácido acético 
(H3CCOOH), sabendo que ela foi preparada a partir da diluição de 1,00 mL de ácido acético glacial 
completados até 100,00 mL com água destilada. O ácido acético glacial tem concentração de 99,7 % 
m/m e sua densidade é de 1,05 g.mL
-1
. 
 
10) Calcule o volume de 0,0155 mol.L
-1
 de HCl (aq) que deve ser usado para preparar 100 mL de 
uma solução de 5,23 x 10
-4
 mol.L
-1
 de HCl(aq). 
 
 
11) Calcule o volume de 0,152 mol.L
-1
 de C6H12O6 (aq) que deve ser usado para preparar 25 mL de 
uma solução de 1,59 x 10
-5
 mol.L
-1
 de C6H12O6 (aq). 
 
 
12) Qual é a concentração em quantidade de matéria (mol.L
-1
) do ácido acético comercial (vinagre) 
sabendo-se que é fornecido com uma concentração de 4,00 % (m/m) expressa em ácido acético e 
densidade igual a 0,995 g.mL
-1
? Calcule também a concentração mássica (g.L
-1
). 
 
13) O nitrogênio reage com magnésio aquecido ao rubro formando nitreto de magnésio (Mg3N2) 
(Equação 1). Este composto reage com água líquida e gera hidróxido de magnésio sólido e amônia 
gasosa (Equação 2). Calcule a massa de magnésio necessária para preparar 121,5 L de amônia à 
pressão de 1,000 atm e temperatura de 25,00 
o
C. 
 
N2(g) + 3 Mg(s)  Mg3N2(s) Equação 1 
Mg3N2(s) + 6 H2O(l)  3 Mg(OH)2(s) + 2 NH3(g) Equação 2 
 
 
14) Um método para preparação de gás hidrogênio (H2) em laboratório, usa a reação entre o zinco 
sólido (Zn) e uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (HCl). O cloreto de zinco (ZnCl2) é um 
composto iônico solúvel em água, gerado como subproduto. 
 
Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Determine a massa de zinco necessária para gerar 120 L de gás hidrogênio a 760 torr e 20,0
0
C. 
 
 
ESTRUTURA ELETRÔNICA 
 
15) Qual a energia de um fóton de luz azul de freqüência 6,4 x 10
14
 Hz? 
 
16) Calcule o comprimento de onda de um elétron (massa = 9,1 x 10
-31 
kg) viajando a 5,0 x 10
6 
ms
-1
. 
 
17) Calcule o comprimento de onda de um elefante (massa = 4.500 kg) viajando a 1,0 ms
-1
. Comente 
a natureza da onda de um elefante. 
 
18) A velocidade média de um átomo de hélio em 25 ºC é 1,23 x 10
3
 m. s
-1
. Qual é o comprimento de 
onda de um átomo de hélio nessa temperatura? (Consulte a tabela periódica e use a constante de 
Avogadro para determinar a massa de 1 átomo de hélio). 
 
19) Se todas as partículas possuem características ondulatórias, por que não observamos a difração 
em partículas grandes como balas de revólver e bolas de futebol? 
 
20) Considere um elétron (massa = 9,1 x 10
-31 
kg) em algum ponto dentro de um átomo de diâmetro 
1,0 Å (10
-10
 m). Qual é a incerteza no momento (p) e velocidade do elétron (v)? Considere, agora, 
um diâmetro menor de 1,0 pm (10
-12 
m). Calcule a incerteza no momento e velocidade do elétron e 
compare os resultados. A incerteza em p é maior em qual situação, 1 Å ou 1 x 10-2 pm? Como o 
princípio da incerteza interpreta estes dois resultados? 
 
21) Responda às questões abaixo: 
 
(a) Faça um desenho da superfície limite que corresponde aos orbitais 1s, 2p e 3d 
(b) O que se entende por um nodo (nó)? 
(c) Quantos nós radiais e angulares (planos nodais) tem cada orbital? 
(d) Diga quantos planos nodais (nós angulares)são esperados para um orbital 4f. 
 
22) Compare as formas dos orbitais nos seguintes pares: 
 
a) 1s e 2s 
b) 2s e 2p 
c) 3px e 3py 
d) 3dxy e 3dz
2 
 
23) Quais são os números quânticos principal (n) e azimutal (l) (momento angular) do orbital para 
cada um dos seguintes orbitais: 
 
a) 6p b) 3d c) 2p d) 5f e) 2s f) 6f g) 4d h) 5p 
 
 
24) Qual é a configuração do estado fundamental esperada para cada um dos seguintes elementos? 
 
(a) enxofre (b) césio (c) polônio (d) paládio (e) rênio (f) vanádio 
 
25) Que elementos têm as seguintes configurações eletrônicas de estado fundamental? 
 
(a) [Kr] 4d
10
5s
2
5p
4
 (b) [Ar] 3d
3
4s
2
 (c) [He] 2s
2
2p
2
 (d) [Rn] 7s
2
6d
2
 
 
26) Dentre os conjuntos de quatro números quânticos [n,l,ml, ms], identifique os que são proibidos 
para um elétron em um átomo e explique porquê: 
 
(a) {2, 2, -1, +1/2} (b) {6, 0, 0, +1/2} (c) {5, 4, +5, +1/2} 
 
27) Determine se as seguintes configurações eletrônicas representam o estado fundamental ou um 
estado excitado do átomo em questão 
 
(a) C    (b) N      
 1s 2s 2p 1s 2s 2p 
 
(c) Be    (d) O      
 1s 2s 2p 1s 2s 2p 
 
28) Coloque cada um dos seguintes elementos na ordem decrescente de energia de ionização. 
 
(a) selênio, oxigênio, telúrio (b) ouro, tântalo, ósmio (c) chumbo, bário, césio 
 
29) Que elemento em cada um dos seguintes pares tem a maior afinidade eletrônica: 
 
(a) alumínio ou índio (b) bismuto ou antimônio (c) silício ou chumbo (d) cálcio ou gálio (e) germânio 
ou arsênio 
 
 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
 
DADOS 
 
Tabela 1 – Raios iônicos de alguns íons 
 
Íon Raio / pm Íon Raio / pm Íon Raio / pm Íon Raio / pm 
Ag
+ 
113 Br
-
 196 Ca
2+ 
106 Ga
3+ 
62 
 
Íon Raio / pm Íon Raio / pm Íon Raio / pm 
I
-
 220 K
+ 
133 O
2- 
132 
 
 
 
Tabela 2 – Parâmetros termodinâmicos em kJ.mol-1 
 
Composto 
MX 
Entalpia de 
formação 
Hf
o 
M(g) 
Energia de 
Ionização 
M
+ 
Energia de 
Ionização 
M
2+ 
Energia de 
Ionização 
M
3+
 
Entalpia de 
formação 
Hf
o 
X(g) 
Afinidade 
Eletrônica 
X 
Entalpia de 
formação 
Hf
o 
MX(s) 
AlCl3 + 326,40 + 577 + 1817 + 2744 + 121,68 + 349 - 704,20 
 
 
30) Determine que composto, em cada par, tem ligações com maior caráter iônico: 
 
a) HCl ou HI (b) CH4 ou CF4 (c) CO2 ou CS2 
 
31) Explique por que a energia de rede do brometo de prata (903 kJ.mol
-1
) é maior que a do iodeto 
de prata (887 kJ.mol
-1 
). Esboce seus diagramas de energia potencial versus parâmetro de rede 
(distância entre os íons em um sólido cristalino). 
 
32) Calcule a entalpia de rede do AlCl3 através de um ciclo de Born-Haber. Desenhe o ciclo de 
Born-Haber. 
 
33) Complete a seguinte tabela (todos os valores são dados em kJ.mol
-1
) usando seus conhecimentos 
de um ciclo de Born-Haber. 
 
Composto 
MX 
Entalpia 
de 
formação 
Hf
o 
M(g) 
Energia 
de 
Ionização 
M 
Entalpia 
de 
formação 
Hf
o 
X(g) 
Afinidade 
Eletrônica 
X 
Energia 
de rede 
HL
 
MX 
Entalpia 
de 
formação 
Hf
o 
MX(s) 
(a) NaCl + 108 + 494 + 122 +349 787 ? 
(b) KBr + 89 + 418 + 97 +325 ? -394 
(c) RbF ? + 402 + 79 +328 774 -558 
 
LIGAÇÕES COVALENTES – TEORIA DE LEWIS 
 
 
34) Escreva a estrutura de Lewis de: 
 
(a) CCl4 (b) COCl2 (c) ONF (d) NF3 (e) BH4
-
 (f) BrO
-
 (g) NH2
-
 
 
35) Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o híbrido de ressonância do cloreto de 
nitrila, ClNO2 (N é o átomo central e cada átomo se liga a ele). 
 
36) Determine a carga formal de cada átomo das seguintes moléculas. Identifique a estrutura de 
energia mais baixa (mais estável) em cada par. 
 
(a) 
 
(b) 
 
 
(c) 
 
 
 
 
37) Utilize as estruturas de Lewis e a teoria RPECV para predizer a forma de cada uma das 
seguintes espécies: 
 
(a) SCl4 (b) ICl3 (c) IF4
-
 (d) XeO3 (e) SF6 (f) XeF2 (g) AsF6
-
 (h) TeCl4 
 
 
LIGAÇÕES COVALENTES – TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) 
 
38) Descreva as ligações nas moléculas abaixo através da T.L.V. usando notação de caixas, 
mostrando se há, ou não, promoção de elétrons e hibridação: 
 
(a) SF4 (b) BCl3 (c) NH3 (d) AsF3 (e) BrF3 (f) SeF3
+ 
 
39) Identifique os orbitais híbridos utilizados pelos átomos de fósforo nas seguintes espécies: 
 
(a) PCl4
+
 (b) PCl6
-
 (c) PCl5 (d) PCl3 
 
 
LIGAÇÕES COVALENTES – TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
 
 
40) Desenhe um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares e determine a ordem de 
ligação para cada uma das seguintes espécies: 
 
(a) Li2 (b) Li2
+
 (c) Li2
-
 
 
Decida se cada molécula ou íon tem caráter paramagnético ou diamagnético. No caso de ser 
paramagnético, dê o número de elétrons não-emparelhados. 
 
41) Quais das seguintes espécies são paramagnéticas: 
 
(a) O2 (b) O2
-
 (c) O2
+ 
O Cl
O
O
H
O Cl O
HO
SO C SO C
NH C NH C
 
Se a espécie é paramagnética, quantos elétrons desemparelhados ela tem? 
 
42) Determine a distribuição eletrônica e a ordem de ligação das seguintes moléculas. Diga também, 
em cada par, qual delas possui a ligação mais forte. 
 
(a) F2 ou F2
-
 (b) B2 ou B2
+ 
 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
43) Escreva uma fórmula tridimensional para cada molécula a seguir. Se a molécula tiver momento 
de dipolo líquido (molécula polar) indique sua direção com uma seta (vetor momento dipolo). Se 
não houver momento de dipolo, classifique-a como apolar. (Ignore a pequena polaridade das 
ligações C-H) 
 
a) CH3F b) CHF3 c) CH2FCl d) BeF2 e) CH3OH 
 
44) Identifique os tipos de forças intermoleculares que podem agir entre as moléculas das seguintes 
substâncias: 
 
(a) NO2 (b) N2H4 (c) HF (d) CI4 
 
45) Para quais das seguintes moléculas as interações dipolo-dipolo são importantes: 
 
(a) CH4 (b) CH3Cl (c) CH2Cl2 (d) CHCl3 (e) CCl4 
 
46) Coloque os seguintes tipos de interações intermoleculares e iônicas na ordem crescente de 
magnitude: 
 
(a) íon-dipolo (b) dipolo instantâneo – dipolo induzido (c) dipolo – dipolo (d) íon – íon (e) ligação de 
hidrogênio 
 
 
47) Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio? 
(a) CH3CH3 O (b) 
CCH3
O
OH (c) 
HCH3 CH2
CH2 O (d) 
CH3 O
C
H 
 
 
48) Qual dos seguintes solventes deve ser o mais capaz de dissolver compostos iônicos? 
a) SO2 líquido b) NH3 líquida c) Benzeno d) CCl4 
 
 
49) Identifique, justificando que substância, em cada par, possui, provavelmente, o ponto de 
ebulição normal mais alto: 
(a) HCl ou NaCl (b) OCH3
CH2 CH2
CH3 ou 
OHCH3
CH2
CH2
CH2 (c) CHI3 ou CHF3 
 
(d) H2O ou CH3OH 
 
 
50) Qual das duas substâncias, o CBr4 ou o CCl4 tem pressão de vapor mais alta (evapora mais 
facilmente), na temperatura ambiente? Justifique sua resposta. 
 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
51) Escreva a equação do equilíbrio de transferência de prótons dos seguintes ácidos em água e 
identifique os pares ácido-base conjugados: 
 
(a) H2SO4 (b) C6H5NH3
+
 (íon anilina) (c) H2PO4
-
 (d) HCOOH (ácido fórmico) (e) NH2NH3
+
 (íon 
hidrazínio) 
 
 
TERMOQUÍMICA 
 
 
52) Calcule a entalpia padrão de formação do pentóxidode dinitrogênio a partir dos seguintes 
dados: 
 
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2 (g) H
0
 = -114,1 kJ 
 
4 NO2(g) + O2(g)  2 N2 O5 (g) H
0
 = -110,2 kJ 
 
E da entalpia padrão de formação do óxido nitrico, NO ( +90,25 kJ.mol
-1
). 
53) Calcule a entalpia padrão de formação do PCl5(s) a partir da entalpia de formação do PCl3(l) (-
319,7 kJ.mol
-1
) e de 
PCl3(l) + Cl2(g)  PCl5 (s) H
0
 = -124 kJ 
54) 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 
2 S(s) + 3 O2(g)  2 SO3 (g) H
0
 = -791,44 kJ 
Calcule a entalpia de reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na reação 
2 SO2(s) + O2(g)  2 SO3 (g) 
55) Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino a etano 
C2H2(g) + 2 H2(g)  C2H6(g) 
A partir dos seguintes dados H0c (C2H2, g)= -1300 kJ.mol
-1
, H0c (C2H6, g)= -1560 kJ.mol
-1
, H0c (H2, g)= 
-286 kJ.mol
-1
. 
 
 
 
 
 
 
 
RESPOSTAS 
 
1) 
 
a) 2 AgNO3(s)  2 Ag (s) + 2 NO2 (g) + O2 (g) 
b) P2S5(s) + 3 PCl5 (s)  5 PSCl3 (g) 
c) 2 BF3(g) + 6 NaH (s)  B2H6 (g) + 6 NaF(s) 
d) 2 LaC2(s) + 6 H2O (l)  2 La(OH)3 (s) + 2 C2H2 (g) + H2 (g) 
e) 2 MnO4
-
(aq) + 10 Br
-
(aq) + 16 H
+
(aq)  2 Mn
2+
(aq) + 5 Br2(l) + 8 H2O(l) 
f) 2 Fe
3+
(aq) + Sn
2+
(aq)  2 Fe
2+
(aq) + Sn
4+
(aq) 
g) 2 HgCl2(aq) + SnCl2(aq)  SnCl4 (aq) + Hg2Cl2(s) 
h)5 H2C2O2(aq) + 6 MnO4
‒
(aq) + 18 H
+
(aq)  6 Mn
2+
(aq) + 10 CO2(g) + 14 H2O(l) 
i) HCHO(aq) + 2 Ag
+
(aq) + H2O  2 Ag(s) + HCO2H(aq) + 2 H
+
(aq) 
j) Zn(s) + VO3
‒
(aq) + 6 H
+
(aq)  V
3+
(aq) + Zn
2+
(aq) + 3 H2O(l) 
k) 3 SnO2
2‒
(aq) + 4 Bi(OH)3(s)  4 Bi(s) + 3 SnO3(aq) + 6 OH
-
(aq) + 3 H2O(aq) 
l) 3 ClO
‒
(aq) + 2 CrO2
‒
(aq) + 2 OH
-
(aq)  3 Cl
‒
(aq) + 2 CrO4
2‒
(aq) + H2O(aq) 
m) 3 N2H4(g) + 4 ClO3
‒
(aq) → 6 NO(g) + 4 Cl
‒
(aq) + 6 H2O(aq) 
 
2) a) 1,1 x 10
-5
 mol de Na2S2O3 b) 6,2 g de AgBr 
 
3) a) 507 g de Al b) 6,613 x 10
3
 kg de Al2O3 
 
4) 93,1 % 
 
5) a) O2 b) 5,77 g de P4O10 c) 5,7 g de P4O6 
 
6) Bário, PA = 137 g.mol
-1 
 
7) a) 72,0 g b) 87,4% 
 
8) 0,353 mol L
-1
 
 
9) 0,174 mol L
-1
 
 
10) 3,37 mL 
 
11) 2,62 x 10
-3
 mL 
 
12) 0,663 mol L
-1
; 39,8 g L
-1
 
 
13) 181,1 g 
 
14) 326,2 g 
 
15) 4 x 10
-19
 J 
 
16) 1,5 x 10
-10 
m 
 
17) 1,5 x 10
-37
 m 
18) 8,11 x 10
-11
 m 
 
19) Porque a ordem de grandeza das massas desses objetos está distante da ordem de grandeza da 
constante de Planck (6,626 x10
-34 
J.s) 
 
20) p = 5,3 x 10-25 kg.m.s-1 e v = 5,8 x 105 m.s-1 para d = 1,0 Å 
 
 p = 5,3 x 10-23 kg.m.s-1 e v = 5,8 x 107 m.s-1 para d = 1,0 pm 
 
21) c) 1s - 1 nó radial 0 nós angulares; 2 p – 1 nó radial 1 nó angular; 
3d – 1 nó radial 2 nós angulares 
 
d) 3 nós angulares 
 
23) 
 
a) n = 6 l = 1 
b) n = 3 l = 2 
c) n = 2 l = 1 
d) n = 5 l = 3 
e) n = 2 l = 0 
f) n = 6 l = 3 
g) n = 4 l = 2 
h) n = 5 l = 1 
 
24) (a) [Ne] 3s
2
3p
4
 (b) [Xe] 6s
1
 (c) [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
4
 (d) [Kr] 4d
10
 (este é um caso especial na tabela, 
no qual a configuração 4 d
10
 é preferencial a 4d
8
5s
2. Só “decorando” para deduzi-la. O exercício está aqui 
para se conhecer as diferentes configurações. Configurações que só podem ser conhecidas através de 
memorização não serão cobradas na prova.) (e) [Xe] 4f
14
5d
5
6s
2
 (f) [Ar]3d
3
4s
2 
 
25) (a) telúrio (b) vanádio (c) carbono (d) tório 
 
26) (a) proibido: l deve ser sempre inferior a n. (b) permitido (c) proibido; ml não pode ser maior que +l 
(justificar dizendo que não há l = 4, orbital g, não é adequado pois este é previsto teoricamente, mas nunca 
foi medido experimentalmente). 
 
27) (a) estado excitado (b) estado excitado (c) estado excitado (d) estado fundamental 
 
28) (a) cloro < enxofre < silício (b) cobalto < crômio < titânio (c) zinco < cádmio < mercúrio 
(d) fósforo < antimônio < bismuto 
 
29) Cl
- 
, S
2-
,
 
P
3- 
 
30) a) HCl (b) CF4 (c) CO2 
 
31) menor raio do Br
- 
 
 
 
 
32) 5.486,4 kJ.mol
-1 
 
33) (a) – 412 kJ.mol-1 (b) + 673 kJ.mol-1 (c) + 63 kJ.mol-1 
 
34) 
 
(a) 
C Cl
Cl
Cl
Cl
 
(b) 
C Cl
O
Cl 
(c) 
FO N 
(d) F FN
F 
(e) 
H B
H
H
H
-
 
(f) 
Br O
-
 
(g) 
N H
H
-
 
 
 
35) 
Cl
N OO
Cl
NO O 
 
 
36) As primeiras estruturas em cada par são as de menor energia (mais estáveis) por possuírem o menor 
número de cargas formais por elemento. 
 
37) 
 
(a) 
Cl
S
Cl
Cl
Cl
 
Gangorra 
(b) 
Cl
I
Cl
Cl
 
T 
(c) 
I
F
F
F
F
-
 
Quadrado Planar 
(d) 
Xe
O O
O
Xe
O O
O 
 
Pirâmide Trigonal 
 
(e) 
F
S
F
F
F
F
F
 
Octaédrica 
(f) 
F
Xe
F 
Linear 
(g) 
F
As
F
F
F
F
F
-
 
Octaédrica 
(h) 
Cl
Te
Cl
Cl
Cl
 
Gangorra 
 
E
N
E
R
G
IA
 P
O
T
E
N
C
IA
L
 T
O
T
A
L
 
PARÂMETRO 
DE REDE, d 
AgBr 
AgI 
0 
*Observação: não é obrigatório representar os elétrons não ligantes nas geometrias. Aqui eles estão 
representados para auxiliar na compreensão de como as geometrias foram obtidas. 
 
 
38) Apenas as hibridações (a) sp
3
d (b) sp
2
 (c) sp
3
 (d) sp
3
 (e) sp
3
d (f) sp
3 
 
39) (a) sp
3
 (b) sp
3
d
2
 (c) sp
3
d (d) sp
3
 
 
40) 
 
(a) (c) 
 
 
 ↑ 2s 
 
 ↑ 
2s ↑↓ 2s 
 2s 
 
Li Li2 Li 
 
O.L.=1 Diamagnético 
 
 
 ↑ 
 ↑ 2s 
 
 ↑↓ 
2s ↑↓ 2s 
 2s 
 
Li Li2
- 
 Li
- 
 
O.L. = 0,5 Paramagnético (1 e
- 
 desemparelhado) 
 
(b) 
 
 
 ↑ 2s 
 
 
2s ↑ 2s 
 2s 
 
Li Li2
+ 
 Li
+ 
 
 
O.L. = 0,5 Paramagnético (1 e
- 
 desemparelhado) 
 
 
 
 
 
41) 
 
(a) 
 
  
 

2p
 
 
 ↑ ↑ 
↑ ↑ ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ 
2p ↑↓ ↑↓ 2p 
 2p 
 ↑↓ 
 2p 
 ↑↓ 
 ↑↓ 2s 
 
 ↑↓ 
2s ↑↓ 2s 
 2s 
 
O O2 O 
 
(b) 
 
  
 

2p
 
 
 ↑↓ ↑ 
↑ ↑↓ ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ 
2p ↑↓ ↑↓ 2p 
 2p 
 ↑↓ 
 2p 
 ↑↓ 
 ↑↓ 2s 
 
 ↑↓ 
2s ↑↓ 2s 
 2s 
 
O
- 
 O2
- 
 O
 
 
 
 
(c) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Todas as três moléculas são paramagnéticas 
 
(a) 2 elétrons desemparelhados (b) 1 elétron desemparelhado (c) 1 elétron desemparelhado 
 
  
 

2p
 
 
 ↑ 
↑ ↑ ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ 
2p ↑↓ ↑↓ 2p 
 2p 
 ↑↓ 
 2p 
 ↑↓ 
 ↑↓ 2s 
 
 ↑↓ 
2s ↑↓ 2s 
 2s 
 
O O2
+ 
 O
+ 
42) 
 
(a) F2: 2s
2
 *2s
2
 2p
2
 2p
4
 *2p
4 
 
F2
-
: 2s
2
 *2s
2
 2p
2
 2p4
 *2p
4 2p
1
 
 
F2 O.L. = 1 ; F2
-
 O.L. = 0,5 . F2 tem a ligação mais forte 
 
(b) B2: 2s
2
 *2s
2
 2p
2
 
 
B2
+
: 2s
2
 *2s
2
 2p
1
 
 
B2 O.L. = 1 ; B2
+
 O.L. = 0,5 . B2 tem a ligação mais forte 
 
 
43) 
(a) 
C
H
H
FH
 
(b) 
C
H
F
FF
 
(c) 
C
H
Cl
FH
 
(d) 
F Be F (e) 
C
H
H
HO
H
 
 Polar Polar Polar Apolar Polar 
 
 
 
44) 
(a) 
N
OO 
(b) 
N
N
HH
H H 
(c) 
FH (d) 
C
I
I
II
 
 Dipolo Instantâneo – 
Dipolo Induzido 
e 
Dipolo-Dipolo 
 Dipolo Instantâneo – 
Dipolo Induzido 
e 
Dipolo-Dipolo 
 Dipolo Instantâneo – 
Dipolo Induzido 
e Ligação de 
Hidrogênio 
 Dipolo Instantâneo – 
Dipolo Induzido 
 
45) São importantes para (b), (c) e (d). As moléculas de (a) e (e) são apolares. 
 
46) dipolo instantâneo – dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligação de hidrogênio < íon-dipolo < íon – 
íon 
 
47) (b) e (c) 
 
48) (b) Pode fazer ligações de hidrogênio. 
 
 
49) (a) NaCl (composto iônico) (b) 
OHCH3
CH2
CH2
CH2 (ligação de hidrogênio) (c) CHF3 (F é mais 
eletronegativo) (d) H2O (a ligação de hidrogênio é mais predominante que no álcool) 
 
50) O CCl4. Como o Cl é mais eletronegativo que o Br, a nuvem eletrônica do CCl4 é menos polarizável 
(os elétrons estão “mais presos” ao Cl). Desse modo, os dipolos instantâneos e induzidos são menores no 
CCl4 do que no CBr4. Como os dipolos são mais fracos, as moléculas escapam mais facilmente para a 
fase de vapor e contribuem para uma pressão de vapor maior. 
 
 
 
 
 
51) 
a) H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + HSO4
-
(aq) 
 Ácido Base Ácido Base 
 
b) C6H5NH3
+
(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + C6H5NH2(aq) 
 Ácido Base Ácido Base 
 
c) H2PO4
-
(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + HPO4
2-
(aq) 
 Ácido Base Ácido Base 
 
d) HCOOH (aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + HCOO
-
(aq) 
 Ácido Base Ácido Base 
 
e) NH2NH3
+
(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + NH2NH2(aq) 
 Ácido Base Ácido Base 
 
52) +11,3 kJ 
53) 443,7 kJ.mol
-1 
54) -197,78 kJ 
55) -312 kJ.mol
-1