Lista 1 Química Geral - Prof Antônio Gerson

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1a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 	
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Estrutura atômica e periodicidade 
1.1. Um átomo de ródio (Rh) tem diâmetro aproximado de 2,7 x 10-8 cm. (a) Qual é o raio 
de um átomo de ródio em angstroms (Å) e em metros (m)? (b) Quantos átomos de Rh 
teriam de ser colocados lado a lado para ocupar 6,0 mm? (c) Se considerarmos que o 
átomo de Rh é uma esfera, qual é o volume, em m3, de um único átomo? 
1.2. Determine se cada uma das seguintes afirmações é verdadeira ou falsa. Caso seja 
falsa, corrija-a: (a) O núcleo contém a maior parte da massa e compreende a maioria 
do volume de um átomo. (b) Todos os átomos de determinado elemento possuem o 
mesmo número de prótons. (c) O número de elétrons em um átomo é igual ao número 
de nêutrons no mesmo átomo. (d) Os prótons no núcleo do átomo de hélio são ligados 
pela força nuclear forte. 
1.3. Qual dos seguintes pares de átomos representa isótopos? (a) 11B, 11C; (b) 55Mn, 54Mn; 
(c) , . 
1.4. (a) Defina número atômico e número de massa. (b) Qual desses números pode variar 
sem alterar a identidade do elemento? 
1.5. Todos os isótopos seguintes são utilizados na medicina. Indique o número de prótons 
e de nêutrons de cada isótopo: (a) fósforo-32, (b) cromo-51, (c) cobalto-60, (d) 
tecnécio-99, (e) iodo-131, (f) tálio-201. 
1.6. Preencha as lacunas das tabelas a seguir, supondo que cada coluna traga 
informações de um átomo neutro. 
 
1.7. Os dois isótopos mais comuns do urânio são 235U e 238U. (a) Compare o número de 
prótons, o número de elétrons e o número de nêutrons em átomos desses dois 
isótopos. (b) O 238U sofre decaimento radioativo convertendo-se em 234Th. Quantos 
prótons, elétrons e nêutrons são ganhos ou perdidos pelo átomo 238U durante esse 
processo? 
1.8. Considere as seguintes ondas representando radiações eletromagnéticas: Qual onda 
tem maior comprimento de onda? Calcule o comprimento de onda aproximado. Qual 
onda tem maior frequência e maior energia? Calcule estes valores aproximados. 
 
50
118Sn 50
120Sn
 
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1.9. Um fóton de radiação UV tem energia suficiente para causar mutação no DNA humano. 
Qual a energia de um fóton e de um mol de fótons UV cujo o comprimento de onda é 
de 25 nm? 
1.10. A função trabalho (f) de um elemento representa é a energia necessária para 
remover um elétron da superfície de um metal. A função trabalho (energia de ligação) 
para o Rb metálico é de 208,4 kJ.mol-1. 
a) Qual é o máximo comprimento de onda de luz, lmax, (em nm) que pode remover 
um elétron do átomo de Rb metálico? (f = hc/lmax). 
b) Sabendo que o elétron foi ejetado com 0,05% da velocidade da luz, calcule a 
incerteza na sua posição, Dx. 
1.11. Um átomo de um elemento desconhecido viaja com 15% da velocidade da luz. O 
comprimento de onda de De Broglie deste átomo é de 1,06 ´ 10-16 m. Identifique o 
elemento. 
1.12. Um elétron no átomo de hidrogênio faz uma transição de um nível de energia de 
número quântico igual a ni para o estado nf = 2. Se o fóton emitido tem comprimento 
de onda de 434 nm, qual o valor de ni? 
1.13. Calcule a energia (kJ/mol) necessária para remover o elétron no estado fundamental 
para cada uma das seguintes espécies monoeletrônicas usando o modelo de Bohr. 
a. H; b. He+ c. Li2+ d. C5+ e. Fe25+ 
1.14. Qual dos seguintes conjuntos de números quânticos não são permitidos no átomo 
de hidrogênio? Para o conjunto que estiver incorreto, aponte a inconsistência. 
a) n = 3, l = 2 ml = +2; 
b) n = 4, l = 3, ml = +4; 
c) n = 0, l = 0, ml = 0; 
d) n = 2; l = -1, ml = +1; 
e) n = 3, l = 3 ml = 0; ms = -½ 
f) n = 4, l = 3, ml = +2, ms = -½; 
g) n = 4, l = 1, ml = +1, ms = +½; 
h) n = 2; l = 1, ml = -1, ms = -1; 
i) n = 5, l = -4, ml = +2, ms = +½; 
j) n = 3, l = 1, ml = +2, ms = -½ 
1.15. Qual o número máximo de elétrons em um átomo que tem os seguintes números 
quânticos? 
a) n = 4 
b) n = 5, ml = +1 
c) n = 5, ms = +½ 
d) n = 3; l = 2 
e) n = 2, l = 1 
f) n = 0, l = 0, ml = 0 
g) n = 2, l = 1, ml = -1, ms = -½; 
h) n = 3; ms = +½ 
i) n = 2, l = 2 
j) n = 1, l = 0, ml = 0 
1.16. Qual das seguintes afirmações sobre a carga nuclear efetiva sentida pelo elétron de 
valência mais externo de um átomo é incorreta? (a) Pode-se dizer que a carga nuclear 
efetiva é a carga nuclear real menos uma constante de blindagem por parte dos outros 
elétrons no átomo; (b) A carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita ao 
 
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longo dos períodos da tabela periódica; (c) Os elétrons de valência blindam a carga 
nuclear de maneira mais efetiva do que os elétrons de caroço; (d) A carga nuclear 
efetiva mostra uma diminuição súbita quando vamos do fim de um período para o início 
do próximo na tabela periódica; (e) A alteração na carga nuclear efetiva quando 
descemos em um grupo da tabela periódica é geralmente menor do que quando 
percorremos um período da esquerda para a direita. 
1.17. Cálculos detalhados mostram que o valor da Zef para os elétrons mais externos nos 
átomos de Si e Cl é 4,29+ e 6,12+, respectivamente. (a) Que valor você estimaria para 
a Zef do elétron mais externo do Si e do Cl, considerando que os elétrons do caroço 
contribuam com 1,00 e os elétrons de valência contribuam com 0,00 para a constante 
de blindagem? (b) Que valores você estimaria para a Zef usando as regras de Slater? 
(c) Que abordagem proporciona uma estimativa mais precisa da Zef? (d) Que método 
de aproximação explica de maneira mais precisa o aumento constante da Zef que 
ocorre quando vamos da esquerda para a direita em um período? (e) Determine a Zef 
do elétron de valência do P, fósforo, com base nos cálculos para o Si e o Cl. 
1.18. O último elétron de um átomo neutro X apresenta o seguinte conjunto de números 
quânticos: n = 3; l =2 ml = 0; ms = -½. Convencionando que o primeiro elétron a 
ocupar um orbital possui número quântico de spin igual a +½, (a) qual a identidade 
desse átomo? (b) Qual a carga nuclear efetiva, Zef, sentida por um elétron sendo 
ionizado deste átomo para formar as espécies X+2 e X+3. (c) A terceira energia de 
ionização do elemento X é igual a 3395 kJ/mol. Qual o comprimento de onda de luz 
que pode provocar tal ionização? 
1.19. Para cada um dos seguintes grupos, coloque as espécies em ordem decrescente 
de raio: 
(a) Cu, Cu+, Cu2+ 
(b) Ni2+, Pd2+, Pt2+ 
(c) O, O-, O2- 
(d) La3+, Eu3+, Gd3+, Tb3+ 
(e) Te2-, I-, Cs+, Ba2+, La3+
1.20. Dê uma breve explicação para cada um dos seguintes dados: (a) O O2– é maior que 
o O. (b) O S2– é maior que o O2–. (c) O S2– é maior que o K+. (d) K+ é maior que o Ca2+. 
1.21. Utilize as configurações eletrônicas para explicar as seguintes observações: (a) A 
primeira energia de ionização do fósforo é maior do que a do enxofre. (b) A afinidade 
eletrônica do nitrogênio é mais baixa (menos negativa) do que a do carbono e do 
oxigênio. (c) A segunda energia de ionização do oxigênio é maior do que a primeira 
energia de ionização do flúor. (d) A terceira energia de ionização do manganês é maior 
do que a do cromo e do ferro. 
1.22. (a) Se os elétrons de caroço fossem totalmente eficazes na blindagem dos elétrons 
de valência e os elétrons de valência não blindassem uns ao outros, qual seria a carga 
nuclear efetiva dos elétrons de valência 3s e 3p no P? (b) Repita esses cálculos 
 
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usando as regras de Slater. (c) Cálculos detalhadosindicam que a carga nuclear 
efetiva é de 5,6 para os elétrons 3s e de 4,9 para os elétrons 3p. Por que os valores 
para os elétrons 3s e 3p são diferentes? (d) Se você remover um único elétron de um 
átomo de P, de qual orbital ele seria? 
1.23. Ao longo de um período de tabela periódica, por que os tamanhos dos elementos 
de transição variam mais gradativamente do que os dos elementos representativos? 
1.24. Identifique cada afirmação a seguir como verdadeira ou falsa: (a) Energias de 
ionização são sempre quantidades negativas. (b) O oxigênio tem uma primeira energia 
de ionização maior que a do flúor. (c) A segunda energia de ionização de um átomo é 
sempre maior do que a sua primeira energia de ionização. (d) A terceira energia de 
ionização é a energia necessária para ionizar três elétrons de um átomo neutro. 
1.25. Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes íons e determine quais deles 
têm configurações de gás nobre: (a) Ru3+, (b) As3–, (c) Y3+, (d), Pd2+, (e) Pb2+, (f) Au3+. 
1.26. (a) O caráter metálico aumenta, diminui ou permanece igual quando vamos da 
esquerda para a direita em um período da tabela periódica? (b) O caráter metálico 
aumenta, diminui ou permanece igual quando descemos em um grupo da tabela 
periódica? (c) As tendências periódicas em (a) e (b) são iguais ou diferentes do que 
as tendências para a primeira energia de ionização? 
1.27. (a) Por que o cálcio é geralmente mais reativo que o magnésio? (b) Por que o cálcio 
costuma ser menos reativo que o potássio? 
1.28. Até o início dos anos 1960, os elementos do grupo 8A eram chamados de gases 
inertes. (a) Por que o termo “gases inertes” não é mais usado? (b) Que descoberta 
desencadeou a mudança do nome? (c) Que nome é utilizado para esse grupo agora? 
1.29. Pouco se sabe sobre as propriedades do astato, At, por ser um elemento raro e 
bastante radioativo. No entanto, é possível fazer muitas previsões sobre suas 
propriedades. (a) Você acha que esse elemento é gasoso, líquido ou sólido à 
temperatura ambiente? Explique. (b) Você acha que o At é um metal, um não-metal 
ou metaloide? Explique. (c) Qual é a fórmula química do composto que ele forma com 
o Na? 
1.30. Compare os elementos bromo e cloro com relação às seguintes propriedades: (a) 
configuração eletrônica, (b) carga iônica mais comum, (c) primeira energia de 
ionização, (d) reatividade com a água, (e) afinidade eletrônica, (f) raio atômico. 
Explique as diferenças entre os dois elementos. 
 
 
 
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Ligações químicas e teorias da Ligação 
2.1. Distingüa entre os termos eletronegatividade e afinidade eletrônica, ligação covalente 
e ligação iônica, ligação covalente polar e ligação covalente apolar. 
2.2. Você acredita que a eletronegatividade do titânio é a mesma nas espécies Ti, Ti2+, Ti3+ 
e Ti4+? Explique. 
2.3. O momento de dipolo do LiH é 1,964x10-29 C.m, e o espaçamento entre os átomos é 
de 159,6 pm. Qual é a porcentagem de caráter iônico aproximada do LiH? 
2.4. O momento de dipolo da molécula HBr é 0,827 D. Determine a distribuição de cargas 
nesta molécula sabendo que o comprimento da ligação H-Br é de 141,5 pm. (1D = 
3,336 x 10-30 C.m) 
2.5. Sem consultar a tabela periódica, ordene as seguintes espécies em ordem crescente 
de eletronegatividade: 
a) C, N, O 
b) S, Se, Cl 
c) Si, Ge, Sn 
d) Tl, S, Ge 
e) Na, K, Rb 
f) B, O, Ga 
2.6. Sem consultar a tabela periódica, ordene as seguintes ligações em ordem crescente 
de polaridade: 
a) COF, SiOF, GeOF 
b) POCl, SOCl 
c) SOF, SOCl, SOBr 
d) TiOCl, SiOCl, GeOCl 
e) COH, SiOH, SnOH 
f) AlOBr, GaOBr, InOBr, TlOBr 
2.7. Repita os exercícios 2.5 e 2.6. Desta vez use os valores de eletronegatividade 
extraídos da tabela periódica. Houve alguma discrepância em suas respostas? 
2.8. Descreva as estruturas de ressonância para o óxido nitroso, N2O, representando as 
mais prováveis. Considere agora a molécula isomérica NON. O que você pode dizer 
quanto a estabilidade desta molécula com relação ao NNO? 
2.9. A oxidação do íon cianeto (CN-) produz o íon cianato (OCN-) estável. O íon fulminato 
(CNO-), por outro lado, é muito instável e explosivo. Escreva a estrutura de Lewis e 
atribua as cargas formais para o íon cianato e fulminato. Por que o íon fulminato é tão 
instável? 
 
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2.10. Alguns dos poluentes atmosféricos são o ozônio, o dióxido de enxofre e o trióxido de 
enxofre. Desenhe as estruturas de Lewis para cada uma dessas espécies mostrando 
todas as estruturas de ressonância. 
2.11. Represente as estruturas de Lewis que obedecem à regra do octeto para cada um dos 
seguintes itens e atribua números de oxidação e cargas formais a cada átomo de: (a) 
OCS, (b) SOCl2 (S é o átomo central), (c) BrO3–, (d) HClO2 (o H está ligado ao O).. 
2.12. Para as espécies abaixo, desenhe estruturas de Lewis que obedeçam a regra do 
octeto e calcule a carga formal para o átomo central: 
(a) SCN- 
(b) SO42- 
(c) XeO4 
(d) PO43- 
(e) ClO4- 
(f) SO32- 
(g) PO33- 
(h) ClO3- 
(i) ClO2- 
(j) SCl2 
(k) SnCl2 
(l) NO43- 
2.13. Para os itens do exercício 12, desenhe estruturas de Lewis que envolvam a carga formal 
mínima (quando aplicável). 
2.14. Desenhe as estruturas de Lewis mostrando as estruturas de ressonância, quando 
aplicável: NO2-, NO3-, N2O4, HN3 
2.15. As estruturas de Lewis podem ser usadas para entender porquê algumas moléculas 
reagem de certas maneiras. Escreva as estruturas de Lewis para os reagentes e 
produtos nas reações descritas abaixo: 
(a) Dióxido de nitrogênio dimeriza para produzir o tetróxido de nitrogênio. 
(b) Trihidreto de boro aceita um par de elétrons da amônia para formar o BH3NH3. 
(c) Forneça possíveis explicações para estas duas reações. 
2.16. O caso mais comum de exceção à regra do octeto é a hipervalência. PF5, SF4, ClF3 e 
Br3 são alguns exemplos. Desenhe as estruturas de Lewis para estas espécies. 
2.17. Existem várias estruturas moleculares derivadas da bipirâmide trigonal. Três dessas 
são: 
 
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linear forma de T gangorra 
Quais dos compostos do exercício 2.18 assumem tais geometrias. 
2.18. Determine a geometria molecular para as espécies do exercício 2.15 incluindo possíveis 
ângulos de ligação. 
2.19. Determine os valores aproximados dos ângulos de ligação indicados nas seguintes 
moléculas: 
 
2.20. Desenhe os possíveis estereoisômeros para o ânion bipiramidal trigonal [SiF3Me2]- (Me 
= CH3). Sugira por que um dos estereoisômero é preferível com relação aos demais. 
2.21. Desenhe as geometrias, preveja os ângulos das ligações e a polaridade para as 
seguintes espécies: 
(a) BrF3 
(b) SbCl5- 
(c) XeO2F3- 
(d) BrFI2 
(e) XeO2F2 
(f) TeF2Cl3 
2.22. Use o modelo VSEPR para explicar: 
(a) Porque o SNF3 é tetraédrico, mas o SF4 tem forma de gangorra? 
(b) Porque o KrF2 é linear ao invés de angular? 
2.23. Ordene as seguintes moléculas em ordem crescente de tamanho dos ângulos. 
(a) OF2, SF2, SCl2, S32; 
(b) Ângulo H–N–H no H3CNH2, (H3C)2NH2+; 
(c) Ângulo Fax–P–Fax no PCl2F3 e PCl3F2. 
 
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2.24. Qual(is) das seguintes afirmativas é(são) correta(s)? Corrija as falsas. 
(a) As moléculas SeS3, SeS2, PCl5, TeCl4, ICl3 e XeCl2 exibem pelo menos um ângulo 
de ligação de aproximadamente 120o. 
(b) O ângulo da ligação no SO2 deve ser semelhante ao ângulono CS2 ou SCl2. 
(c) Dos compostos CF4, KrF4 e SeF4 apenas o SeF4 tem momento de dipolo; 
2.25. Estime a variação de entalpia para cada uma das seguintes reações: 
(a) 2CH4(g) + O2(g) ® 2CH3OH(g) 
(b) H2(g) + Br2(g) ® 2CH3OH(g) 
(c) 2H2O2(g) ® 2H2O(g) + O2(g) 
(d) H2C=O(g) + HCl(g) ® H3C-O-Cl(g) 
(e) H2O2(g) + 2CO(g) ® H2(g) + 2 CO2(g) 
2.26. Utilize os valores de energia de ligação para prever o DH para a combustão do etanol: 
C2H5OH(l) + 3O2(g) ® 2CO2(g) + 3H2O(g) 
2.27. Os ônibus espaciais usam a oxidação da metilhidrazina pelo tetróxido de dinitrogênio 
para propulsão: 
5N2O4 + 4N2H3CH3(l) ® 12H2O(l) + 9N2(g) + 4CO2(g) 
Use os valores de energia de ligação para estimar o DH para esta reação. 
 
2.28. Qual das seguintes afirmativas é mais correta: “A molécula do metano é uma molécula 
tetraédrica pois é hibridizado sp3” ou “A molécula do metano é hibridizado sp3 pois é 
uma molécula tetraédrica”? Qual a diferença entre as duas afirmativas? 
2.29. Qual a hibridização necessária para um átomo que tem um arranjo eletrônico: 
(a) Tetraédrico (b) Trigonal plano (c) Linear 
(d) Quantos orbitais p não hibridizados existem em cada caso? 
 
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2.30. Uma das primeiras drogas a ser aprovada no tratamento da AIDS foi o azidotimidina 
(AZT). Complete a estrutura de Lewis do AZT. 
(a) Quantos átomos de carbono tem hibridação sp3? 
(b) Quantos átomos de carbono tem hibridação sp2? 
(c) Qual átomo tem hibridização sp? 
(d) Quantos ligações s existem na molécula? 
(e) Quantas ligações p existem na molécula? 
(f) Qual o ângulo da ligação N – N – N no grupo azida(-N3)? 
(g) Qual o ângulo da ligação H – O – C no grupo lateral ligado ao anel de 5 membros? 
(h) Qual a hibridização do átomo de oxigênio no grupamento –CH2OH? 
2.31. Dada as estruturas da piperina e capsaicina, dois componentes ativos de algumas 
pimentas 
(a) Complete as estruturas de Lewis mostrando os pares isolados. 
(b) Quantos átomos de carbono, em cada molécula, tem hibridização sp, sp2 e sp3? 
(c) Qual orbital hibrido foi usado no átomo de nitrogênio em cada molécula? 
(d) Estime valores aproximados para os ângulos de ligação marcados de a a l. 
 
2.32. Como a teoria do orbital molecular explica as seguintes observações? 
(a) H2 é estável enquanto o He2 é instável? 
(b) B2 e O2 são paramagnéticos, enquanto C2 e N2 e F2 são diamagnéticos. 
 
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(c) N2 tem a maior energia de ligação. 
(d) NO+ é mais estável do que NO-. 
2.33. Utilize o modelo do orbital molecular para descrever a ligação no CO, CO+ e CO2+, 
preveja a ordem da ligação e os comprimentos relativos da ligação para estas três 
espécies. Quantos elétrons desemparelhados existem em cada uma? A ordem de 
ligação observada para a molécula CO é a mesma obtida através da estrutura de 
Lewis? Indique o HOMO e o LUMO da molécula de CO. 
2.34. O monóxido de carbon (CO) forma ligações com uma variedade de íons metálicos. 
Esta habilidade de se ligar à hemoglobina justifica a alta toxidez do CO. A ligação entre 
o CO e o íon metálico ocorre a partir do átomo de carbono: 
 
a) Com base nas eletronegatividades, você esperaria que o carbono ou o oxigênio 
se ligase ao íon metálico? 
b) Desenhe as estruturas de Lewis para o CO e atribua as cargas formais. Qual 
átomo você esperaria que se ligasse ao CO com base nos valores obtidos? 
c) No modelo do OM, orbitais moleculares ligantes concentram densidade eletrônica 
próxima do átomo mais eletronegativo enquanto orbitais moleculares antiligantes 
concentram densidade eletrônica próxima do átomo menos eletronegativo. Use o 
modelo OM para prever qual átomo deveria da molécula de CO deveria se ligar ao 
íon metálico. 
2.35. Use o diagrama de orbitais moleculares para descrever a formação das ligações nas 
seguintes espécies: O2+, O2 e O2-. Qual das seguintes espécies deve ser estável? Qual 
a ordem de ligação em cada uma delas? Qual deve ter elétrons desemparelhados? 
2.36. Use o modelo do OM para determiner quais das seguintes espécies tem a menor 
energia de ionização: N2, O2, N22-, N2- ou O2+. Explique. 
 
 
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Dados de energia das ligações: