Exercícios Area III Química Fundamental 2019

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QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX - EXERCÍCIOS 
 
Balancear as equações redox abaixo. Dizer quem se oxida, quem se reduz, quem é o agente oxidante e 
quem é o agente redutor. 
 
1. CrO4
2- + Fe(OH)2 → CrO2
- + Fe(OH)3 (básico) 
2. Cr2O7
2- + Fe2+ → Cr3+ + Fe3+ (ácido) 
3. SeO3
2- + Cl2 → SeO4
2- + Cl- (básico) 
4. ClO- + I- → Cl- + I2 (básico) 
5. MnO4
- + H2C2O4 → Mn
2+ + CO2 (ácido) 
6. MnO2 + Br
- → Mn2+ + Br2 (ácido) 
7. I- + SO4
2- → H2S + I2 (ácido) 
8. Sn(OH)4
2- + CrO4
2- → Sn(OH)6
2- + CrO2
- (básico) 
9. Zn + NO3
- → Zn2+ + NH4
+ (ácido) 
10. K2Cr2O7 + HI + HClO4 → KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O 
11. KNO3 + S → SO2 + K2O + NO 
12. Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O 
13. MnO4
- + I- → Mn2+ + I2 (ácido) 
14. MnO4
- + I- → MnO2 + I2 (básico) 
15. HNO2 + HI → NO + I2 + H2O 
16. NO2 + H2O → HNO3 + NO 
 
Leitura complementar: 
 
Brady, volume 1, capítulos Ligação Química: Conceitos Gerais e Reações Químicas em Solução Aquosa 
Ebbing, volume 1, capítulo Reações Químicas: Introdução (Reações de Oxidação-Redução e Equilíbrio 
das Reações de Oxidação-Redução ) 
Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Reações de Transferência de Elétrons) 
Mahan, capítulo Reações de Óxido-Redução 
Bueno, capítulo Reações Químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
1. CrO4
2- + 3Fe(OH)2 + 2H2O → CrO2
- + 3Fe(OH)3 + OH
- 
2. Cr2O7
2- + 6Fe2+ + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
3. SeO3
2- + Cl2 + 2OH
- → SeO4
2- + 2Cl- + H2O 
4. ClO- + 2I- + H2O → Cl
- + I2 + 2OH
- 
5. 2MnO4
- + 5H2C2O4 + 6H
+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O 
6. MnO2 + 2Br
- + 4H+ → Mn2+ + Br2 + 2H2O 
7. 8I- + SO4
2- + 10H+ → H2S + 4I2 + 4H2O 
8. 3Sn(OH)4
2- + 2CrO4
2- + 4H2O → 3Sn(OH)6
2- + 2CrO2
- + 2OH- 
9. 4Zn + NO3
- + 10H+ → 4Zn2+ + NH4
+ + 3H2O 
10. K2Cr2O7 + 6HI + 8HClO4 → 2KClO4 + 2Cr(ClO4)3 + 3I2 + 7H2O 
11. 4KNO3 + 3S → 3SO2 + 2K2O + 4NO 
12. 4Sn + 10HNO3 → 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
13. 2MnO4
- + 10I- + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O 
14. 2MnO4
- + 6I- + 4H2O → 2MnO2 + 3I2 + 8OH
- 
15. 2HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O 
16. 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
ELETROQUÍMICA - EXERCÍCIOS 
 
1. Sem calcular ° determine se as seguintes reações ocorrerão espontaneamente, para concentrações 
unitárias. 
a) 2 Fe3+ + Sn → 2 Fe2+ + Sn2+ 
b) Cu + 2 H+ → Cu2+ + H2 
c) 3 Mg2+ + 2 Al → 3 Mg + 2 Al3+ 
d) Ca2+ + Mg → Ca + Mg2+ 
e) 6 Mn2+ + 5 Cr2O7
2- + 22 H+ → 6 MnO4
- + 10 Cr3+ + 11 H2O 
f) O2 + 4 Cl
- + 4 H+ → 2 H2O + 2 Cl2 
 
2. Desenhe uma pilha galvânica em que ocorra a seguinte reação global: 
Ni2+ (aq) + Fe (s) → Ni (s) + Fe2+ (aq) 
a) faça o diagrama da célula 
b) indique o cátodo e o ânodo 
c) indique a direção do fluxo de elétrons 
d) indique a direção do fluxo de cátions e ânions 
e) se as concentrações dos íons são, cada uma 1 mol/L, qual o potencial da pilha? 
 
3. Qual o melhor agente redutor? a) Ni ou Al? b) Br- ou I-? c) Sn ou Mn? d) Na ou Cr? e) Ag ou Cu? 
 
4. Qual o melhor agente oxidante? a) Li+ ou Ca2+? b) H2O ou Al
3+? c) Br2 ou H2O? d) Cl2 ou ClO3
-
? e) MnO4
- ou Cr2O7
2-? f) PbO2 ou Hg2Cl2? 
 
5. Quantos mols de elétrons seriam exigidos para reduzir 1 mol de cada um dos seguintes produtos 
indicados? 
a) Cu2+ para Cu b) Fe3+ para Fe2+ c) MnO4
- para Mn2+ d) F2 para 2 F
- e) NO3
- para NH3 
 
6. Quantos mols de elétrons seriam perdidos para oxidar 1 mol de cada um dos seguintes produtos 
indicados? 
a) Cu+ para Cu2+ b) Pb para PbO2 c) Cl2 para 2 ClO3
- d) H2O2 (peróxido de hidrogênio) para O2 e) 
NH3 para NO2
- 
 
7. Quantos mols de elétrons correspondem a: a) 8950 C? b) uma corrente de 1,5 A durante 30 s? c) 
uma corrente de 14,7 A durante 10 min? 
 
8. Estabeleça quantos minutos seriam necessários para: a) fornecer 84200 C usando corrente de 6,30 A 
b) fornecer 1,25 F usando uma corrente de 8,40 A c) produzir 0,50 mol de Al a partir de AlCl3 fundido 
usando uma corrente de 18,3 A. 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
 
9. Quantos faradays (F) de eletricidade são necessários para produzir o seguinte: a) 10 mL de O2 (nas 
CNTP) a partir de Na2SO4 aquoso? b) 10 g de Al a partir de AlCl3 fundido? c) 5 g de Na a partir de 
NaCl fundido? d) 5 g de Mg a partir de MgCl2 fundido? 
 
10. Quanto tempo seria necessário para depositar 35,3 g de Cr a partir de uma solução de CrCl3, usando 
uma corrente de 6,00 A? 
 
11. Que corrente é necessária para depositar 0,225 g de Ni a partir de uma solução de NiSO4, em 10 
min? 
 
12. Quantos gramas de O2 e H2 são produzidos em 1,0 h, quando se eletrolisa a água com uma corrente 
de 0,50 A? Quais são os volumes de O2 e H2 medidos nas CNTP? 
 
13. Que massa de prata é depositada sobre uma bandeja pela eletrólise de uma solução contendo íons 
Ag+, por um período de 8 h, usando uma corrente de 8,46 A? Que área é recoberta, sabendo que a 
densidade da prata é de 10,5 g/cm3 e a espessura do revestimento é de 0,0254 cm? 
 
14. Um estudante montou um conjunto para eletrólise e passou uma corrente de 1,22 A através de uma 
solução 3 mol/L de H2SO4, durante 30 min. Ele recolheu o H2 liberado e encontrou que o volume 
ocupado sobre a água, a 27º C, foi de 288 mL, a uma pressão total de 767 torr. Use estes dados para 
calcular a carga de um elétron, expressa em coulombs. Admita que o valor do Faraday seja desconhecido. 
A pressão de vapor da água a 27ºC é de 26,6 mmHg. 
 
15. Que corrente seria necessária para depositar uma camada de 1 m2 de cromo com uma espessura de 
0,50 mm em 25 min, a partir de uma solução contendo Cr2(SO4)3? A densidade do Cr é 7,19 g/mL. 
 
16. Calcule o volume de gás hidrogênio (H2), a 25ºC e 1 atm de pressão, que será coletado no cátodo 
quando uma solução de sulfato de sódio (Na2SO4) é eletrolisada por 2,00 h com uma corrente de 10,0 
A. 
 
17. Determine o número de oxidação do íon de cromo em um sal desconhecido se, a eletrólise de uma 
amostra deste sal por 1,50 h com uma corrente de 10,0 A deposita 9,71 g do metal cromo no cátodo. 
 
18. Ouro forma compostos nos estados de oxidação +1 e +3. Qual é o número de oxidação do ouro num 
composto que deposita 1,53 g de ouro metálico quando eletrolisado por 15 min com uma corrente de 
2,50 A? 
 
19. O magnésio pode ser eletrolisado de MgCl2 fundido. a) Escreva as semi-reações que ocorrem no 
cátodo e no ânodo. b) Esquematize uma célula em que esta reação poderia ter lugar, indicando o cátodo 
e o ânodo. c) Preveja o sinal de G para a reação. 
 
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20. Calcule as constantes de equilíbrio para as seguintes reações das pilhas: 
a) Ni (s) + Sn2+ (aq) Ni2+ (aq) + Sn (s) 
b) Cl2 (g) + 2 Br
- (aq) Br2 (aq) + 2 Cl
- (aq) 
c) Fe2+ (aq) + Ag+ (aq) Ag (s) + Fe3+ (aq) 
 
21. Escreva as equações de Nerst e calcule  e ° para as seguintes reações: 
a) Cu2+ (0,1 mol/L) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (1,0 mol/L) 
b) Ni (s) + Sn2+ (0,5 mol/L) Ni2+ (0,01 mol/L) + Sn (s) 
c) F2 (g) (1 atm) + 2 Li (s) 2 Li
+ (1 mol/L) + 2 F- (0,5 mol/L) 
d) Zn (s) + 2 H+ (0,1 mol/L) Zn2+ (1 mol/L) +H2 (1 atm) 
e) 2 H+ (1,0 mol/L) + Fe (s) H2 (1 atm) + Fe
2+ (0,2 mol/L) 
 
22. Calcule °,  e G para as seguintes reações de pilhas (não balanceadas): 
 a) Al (s) + Ni2+ (0,80 mol/L) → Al3+ (0,020 mol/L) + Ni (s) 
 b) Ni (s) + Sn2+ (1,10 mol/L) → Ni2+ (0,010 mol/L) + Sn (s) 
 c) Cu+ (0,050 mol/L) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (0,010 mol/L) 
 
23. Sabe-se que uma lata de aço laminada com estanho pode se corroer mais rapidamente que uma lata 
de aço não laminada. Suponha que você queira estudar a corrosão galvânica de aço laminado com 
estanho, construindo uma célula com baixas concentrações dos íons (fora das condições padrão). Você 
tem pares de estanho e ferro e também tem soluções de cloreto de estanho, SnCl2 0,02 mol L-1 e nitrato 
de ferro(II), Fe(NO3)2 0,01 mol L-1. a) Descreva as semi-reações que você construiu para esse 
experimento. b) Qual semi-reação será o ânodo e qual será o cátodo? c) Com base nas soluções que você 
tem, calcule o potencial da célula para o seu experimento. Dados: EºFe2+/Fe0 = – 0,44 V; EºSn2+/Sn0 = – 
0,14 V. 
 
24. A qualidade de vida das futuras gerações depende de cuidados que as pessoas devem ter no presente. 
Um exemplo é a forma como são descartadas as pilhas e baterias. As baterias de celulares são pilhas de 
níquel/cádmio, que são muito fáceis de serem recarregadas. O ânodo desta pilha é constituído de cádmio 
metálico (Cd), o cátodo apresenta óxido de níquel IV (NiO2), e o eletrólito é uma solução de hidróxido 
de potássio (KOH). Dadas as semi-reações e o respectivo potencial padrão de redução das semireações, 
Cd(OH)2(s) + 2 e– → Cd(s) + 2 OH– (Eº = – 0,815 V) e NiO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e– → Ni(OH)2(s) + 2 OH– 
(Eº = 0,49 V), responda: 
a) Quais são o agente redutor e o agente oxidante desta pilha? 
b) Qual é a reação global desta pilha? 
c) Qual o potencial padrão da pilha? 
 
Leitura complementar: 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
Brady, volume 1, capítulo Eletroquímica 
Ebbing, volume 2, capítulo Eletroquímica 
Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Reações de Transferência de Elétrons) 
Mahan, capítulo Reações de Óxido-Redução 
Bueno, capítulo Eletroquímica 
 
 
ELETROQUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
2. e) 0,19 V 
7. a) 9,3 x 10-2 mol de e- b) 4,7 x 10-4 mol de e- c) 9,1 x 10-2 mol de e- 
8. a) 222,8 min b) 239,3 min c) 131,8 min 
9. a) 1,8 x 10-3 F b) 1,11 F c) 0,22 F d) 0,42 F 
10. 9 h e 6 min 
11. 1,23 A 
12. 0,150 g O2; 0,0187 g H2; 0,105 L O2; 0,209 L H2 
13. 272,16 g Ag; 0,102 m2 
14. 1,60 x 10-19 C 
15. 1,33 x 104 A 
16. 9,11 L 
17. 3 
18. 3 
20. a) 5 203 b) 1,32 x 109 c) 3,21 
21. a)  = 1,07 V; º = 1,10 V b)  = 0,16 V; º = 0,11 V c)  = 5,94 V; º = 5,92 V d)  = 0,70 V; 
º = 0,76 V e)  = 0,46 V; º = 0,44 V 
22. a) º = 1,42 V,  = 1,45, G = - 840 kJ b)º = 0,11 V,  = 0,17 V, G = - 32,8 kJ c) º = 1,28 V, 
 = 1,26 V, G = - 243,2 kJ 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
 
TABELA PERIÓDICA, PROPRIEDADES PERIÓDICAS - EXERCÍCIOS 
 
1 - As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é , elas têm a mesma configuração eletrônica.Coloque-
as em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 
 
2 - Procure na bibliografia indicada, os valores para o raio atômico e a energia de ionização para os 
elementos do Grupo 1. 
 a) Usando estes valores mostre como o raio atômico influencia os valores da energia de ionização. 
 b) Usando os valores da energia de ionização (EI) para o elemento potássio explique por que a 2ª EI 
é quase oito vezes maior do que a 1ª EI. 
 
3 - Como varia a energia de ionização ao longo da tabela periódica? 
 
4 - Usando os valores de EI para os elementos do 2º período (que você encontra na bibliografia), explique 
as irregularidades verificadas entre: 
 (a) Be e B 
 (b) N e O 
 
5 - Explique como a energia de ionização e a eletroafinidade são medidas da tendência de um elemento 
para participar numa reação química com outros elementos. 
 
6 - De que forma a carga nuclear efetiva ajuda a explicar as tendências no raio atômico ao longo de um 
período da tabela periódica? 
 
7 - Para cada um dos seguintes grupos, preveja qual elemento deve ter a menor (primeira) energia de 
ionização: 
a) K, Mg e Na b) N, O e S c) Cl, Ar, Si 
 
8 - Usando a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte 
configuração na camada de valência: 
a) 3s2 b) 2s22p1 c) 4s24p3 d) 5s25p4 e) 6s26p6 
 
9 - Dê a configuração eletrônica da camada de valência dos seguintes íons: 
a) Al3+ b) Ca2+ c) O2- d) Br- e) Mn3+ 
 
10 - Na tabela periódica, onde se encontram os elementos com as primeiras energias de ionização mais 
altas? Explique. 
 
11 - Explique o motivo pelo qual a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a 
primeira. 
 
12 - Qual das seguintes espécies tem menor raio iônico: Cr3+ ou Fe3+? Justifique. 
 
 
 
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TABELA PERIÓDICA, PROPRIEDADES PERIÓDICAS - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
1) O2->F->Ne>Na+>Mg2+ 
 
2) Valores de raio atômico G1 (x10-10 m): Li (2,05), Na (2,23), K (2,77), Rb (2,98), Cs (3,34) 
Valores de EI G1 (kcal/mol): Li (124), Na (118), K (100), Rb (96), Cs (90), Fr (88) 
a) Quanto maior o raio, menor é a EI. Este fato está relacionado com a facilidade de arrancar um 
elétron da última camada (EI). À medida que o raio aumenta, o elétron na última camada sofre uma 
menor carga nuclear efetiva (está mais afastado do núcleo), sendo necessária menor energia para remover 
este elétron. 
b) 1ª EI do K = 418 kJ/mol; 2ª EI do K = 3070 418 kJ/mol = a 2ª EI é muito maior porque mais energia 
é necessária para arrancar um elétron de um cátion do que de um átomo neutro. 
 
3) As primeiras EI decrescem com n em um grupo e geralmente, aumentam a longo do período. 
 
4) 1ª EI (kJ/mol): Be = 900; B = 799/ N = 1400; O = 1310. Em geral, a EI aumenta ao longo do período 
em função do aumento da carga nuclear efetiva. As exceções mostradas estão relacionadas ás repulsões 
de elétrons localizados em um mesmo orbital. 
 
5) Como a EI é a energia mínima necessária para remover um elétron do estado fundamental e gasoso e 
a AE está relacionada à energia liberada quando um átomo no estado fundamental e gasoso ganha um 
elétron, estas propriedades estão relacionadas com a tendência dos átomos em formar ligações iônicas. 
 
6) À medida que a carga nuclear efetiva aumenta ao longo da tabela periódica (aumento do número de 
prótons no núcleo, enquanto que os elétrons são adicionados em uma mesma camada), o núcleo exerce 
uma maior atração sobre os elétrons e o raio diminui (o tamanho dos orbitais atômicos diminui). 
 
7) a) K b) S c) Si 
 
8) a) Mg b) B c) As d) Te e) Rn 
 
9) a) 2s22p6 b) ) 3s23p6 c) 2s22p6 d) 4p6 e) 3d4 
 
10) Os elementos com as maiores EI estão localizados à direita da tabela periódica e aumenta à medida 
que subimos em um grupo. Esta tendência é observada em função destes elementos estarem com a 
camada de valência praticamente completa (ou completa no caso dos gases nobres). 
 
11) A 2ª EI é sempre maior que a 1ª EI porque mais energia é necessária para arrancar um elétron de um 
cátion do que de um átomo neutro. 
 
12) Menor raio: Fe3+. Embora estejam no mesmo período (mesmo nº camadas eletrônicas), a carga 
nuclear efetiva do Fe é maior e por isso, o raio é menor. 
 
 
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NÚMERO QUÂNTICO, DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA - EXERCÍCIOS 
 
1 - Complete as frases a seguir:(a) Quando n = 2, o valor de l pode ser _____ e ______. 
 (b) Quando l = 1, o valor de ml pode ser _____, _____ e _____. E o subnível é denominado pela letra 
_____. 
 (c) Quando l = 2, ele é chamado subnível _____. 
 (d) Quando um subnível é denominado s, o valor de l é _____ e ml tem o valor _____. 
 (e) Quando o subnível é denominado p, existem _____ orbitais . 
 (f) Quando o subnível é denominado f, existem _____ valores de ml e existem _____ 
orbitais. 
 
2- Quantos elétrons podem ser acomodados em cada um dos seguintes subníveis: f, g, h? Qual é o mais 
baixo valor de n para uma camada que tem um subnível h? Quais são os valores de n permitidos para 
um subnível h? 
 
3- Use a tabela periódica como guia para escrever as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: 
P, Ni, As, Ba, Rh, Hg, Sn. 
 
4- Use a tabela periódica para chegar à estrutura eletrônica das camadas mais externas dos átomos: Si, 
Se, Sr, Cl, O, S, As, Ga. 
 
5- Escreva a configuração eletrônica completa para Rb, Sn, Br, Cr, Cu. 
 
6- O que é o fenômeno de paramagnetismo e diamagnetismo. 
 
7- Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine 
o seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (s= +1/2) 
 n = 3 l= 2 ml = - 1 s = + 1/2 
 n = 5 l= 1 ml = 0 s = - 1/2 
 n = 4 l= 1 ml = - 1 s = + 1/2 
Dê o nome do respectivo elemento para cada símbolo químico que está na lista de exercício. 
 
8- Utilize as regras dos números quânticos para determinar quais dos seguintes conjuntos de números 
quânticos não são permitidos. Diga o motivo pelo qual eles violam as regras. 
(a) n=2, l=2, ml=0 (b) n=0, l=0, ml=0 (c) n=7, l=0, ml=0 (d) n=3, l=1, ml=-1 
 
9- Quando dizemos que um elétron está em um orbital 4f, quais números quânticos são especificados? 
 
10- Para os fótons com as seguintes energias, calcule o comprimento de onda e identifique a região do 
espectro onde eles se originam. (a) 3,5 x 10-20 J, (b) 8,7 x 10-26 J, (c) 7,1 x 10-17 J, (d) 5,5 x 10-27 J 
 
11 – Qual fóton tem mais energia, um com uma frequência de 3,52 x 10+14 Hz ou com comprimento de 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
onda de 115 nm? Justifique. 
 
12 – Com base na lista de átomos e íons dada, identifique quaisquer pares que tenham as mesmas 
configurações eletrônicas e escreva esta configuração: Na+, S-2, Ne, Ca+2, Fe+2, Kr, I- 
 
NÚMERO QUÂNTICO, DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
1)a) 0 ou 1. 
b) –1, 0 ou 1. Subnível p. 
c) d 
d) l=0, ml=0. 
e) 3 
f) 7, 7. 
 
2) a) f(14), g(18), h(22) b) n=6 c) n=6, 7, 8 ... 
 
3) P: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p³ 
 Ni: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d8 
As: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p³ 
Ba: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 
Rh: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d7 
Ho: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 4f11 
Sn: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p² 
 
4) Si: 3s² 3p² 
 Se: 4s² 4p4 
 Sr: 5s² 
 Cl: 3s² 3p5 
 O: 2s² 2p4 
 S: 3s² 3p4 
 As: 4s² 4p³ 
 Ga: 4s² 4p¹ 
 
5) Rb: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s¹ 
 Sn: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p² 
 Br: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p5 
 Cr: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹ 3d10 
 Cu: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹ 3d5 
 
7) n=3; z=22 / n=5; z=53/ n=4; z=31 
 
8) (a) viola pois se n=2, l pode ser 0 ou 1 (b) viola pois n inicia em 1 (c) ok (d) ok 
 
9) n=4 e l=3 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
10) a)5,7 x 10-6 m (Infravermelho), (b) 2,3 m (rádio), (c) 2,8 x 10-9 m (raios-X) e (d) 36 m (rádio) 
 
11) Luz de 115 nm tem uma frequência de 2,61 x 1015 Hz. Essa é uma frequência mais alta que 3m52 x 
1014 Hz, logo 115 nm tem mais energia. 
 
12) Na+ e Ne : 1s² 2s² 2p6 , 
 S-2 e Ca+2: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS - EXERCÍCIOS 
 
1. Considere a reação hipotética Na(s) + Cl2 (g) → NaCl2 (s), onde o produto contém íons Na
2+ 
e Cl-. Use dados de tabela e considere a energia de ligação no Cl2 como 38 kcal/mol, a segunda energia 
de ionização do sódio, 1080 kcal/mol e admita a energia reticular do NaCl2 como sendo igual a do MgCl2 
( - 596 kJ/mol). Estime o calor de formação do NaCl2 e comente sobre sua estabilidade. 
 
2. A partir dos seguintes dados, calcule a afinidade eletrônica do Br. A energia liberada pela reação Na(s) 
+ 1/2 Br2 (l) → NaBr (s) é de 86,0 kcal. A energia necessária para vaporizar 1 mol de Br2 (l) é 
de 7,3 kcal. O potencial de ionização do Na(g) é 118,5 kcal/mol. A energia de ligação do Br2 é 46,0 
kcal/mol de ligação Br-Br. A energia da rede cristalina do NaBr é de 175,5 kcal/mol. 
 
3. Dê as fórmulas dos seguintes compostos iônicos: 
 (a) sulfeto de alumínio. 
 (b) sulfato de amônio 
 (c) nitrato de zinco 
 
4. O íon fosfato é PO4
3-. Empregando a tabela periódica, faça a previsão das fórmulas empíricas dos 
seguintes fosfatos iônicos: de potássio, de alumínio, de césio, de magnésio e de rádio. 
 
5. (a) Misturando sódio e cloro elementares causa a formação de cloreto de sódio, enquanto misturando 
sódio e potássio não temos uma reação química. Por quê? 
 (b) Cloro e bromo podem reagir entre si, mas a espécie resultante não é iônica. Por quê? 
 
6. De a configuração eletrônica do estado fundamental das seguintes espécies: K+, Tl3+, Se2-, N3-, 
Mn2+ e Co3+. 
 
7. A acetona, C3H6O, solvente orgânico muito comum, é o principal componente de alguns removedores 
de esmaltes de unhas. Sua estrutura de Lewis é: 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
a) Qual o número total de elétrons de valência na molécula da acetona? b) Quantos elétrons de valência 
são usados para fazer as ligações sigma (σ) na molécula? c) Quantos elétrons de valência são usados para 
fazer as ligações pi (π) na molécula? d) Quantos elétrons de valência permanecem em pares não-ligantes 
na molécula? e) Qual é a hibridização no átomo central de carbono na molécula? 
 
 
8. O dicloroetileno, C2H2Cl2, tem três formas (isômeros), cada uma delas uma substância diferente. 
 
 
 
Descobriu-se experimentalmente que uma destas substâncias 
tem um momento de dipolo igual a zero. Podemos determinar qual das três substâncias teve seu momento 
de dipolo medido? 
 
9. O diclorobenzeno, C6H6Cl, existe em três diferentes formas (isômeros) chamadas, para, orto e meta: 
 
Qual destas teria um momento de dipolo diferente de zero? Explique 
 
10. Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente covalentes: NH3, 
MnF2,BCl3, MgCl2, BeI2, NaH? 
 
11. Escreva a configuração eletrônica do estado fundamental do boro. Por que o boro forma 3 ligações 
em vez de somente uma. 
 
12. Por que os elementos do segundo período nunca excedem o octeto nas suas camadas de valência? 
 
13. Que é uma ligação covalente coordenada? Em que ela difere das outras ligações covalentes? 
 
14. Mostre que cada uma das seguintes espécies contém uma ligação covalente coordenativa: NH4
+, 
S2
2-, H3O
+, H3PO4. 
 
15. Critique cada uma das afirmações: 
 (a) Metais nos grupos 1A (1), 2A (2) e 3A (13) atingem configuração de gás nobre pela perda de 
1, 2 e 3 elétrons, respectivamente. 
 (b) O número de ligações covalentes formada por um átomo é igual ao número de elétrons 
desemparelhados no átomo gasoso isolado. 
 (c) A energia de ligação de uma ligação dupla é duas vezesa energia da ligação simples entre os 
mesmos átomos. 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
 (d) A molécula linear X - Y - Z é apolar. 
 
16. Faça uma previsão de qual molécula é polar: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, POCl3, BF3 e NF3. 
 
17. Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique aqueles 
que não obedecem a regra do octeto e explique porque isso ocorre: a) CO32-; b) BH3; c) I3-; d) GeF4; e) 
AsF6-; f) CO; g) H2S; h) SF6; 
 
18. Qual par formará um composto com a maior energia de rede: Na e F ou Mg e F? Por que? 
 
19. Escreva a diferença entre uma ligação covalente e uma ligação iônica. Dê exemplos. 
 
20. Qual a observação entre moléculas nos obriga a considerar a existência de hibridização de orbitais 
atômicos? 
21. Que tipo de orbital híbrido é gerado pela combinação do orbital de valência s e todos os três orbitais 
p de um átomo? Quantos orbitais híbridos são obtidos? 
 
22. Os orbitais hibridizados sp3 geralmente não formam ligações duplas e triplas. Sugira uma explicação 
para esta observação. 
 
23. Preveja a geometria para cada uma das seguintes moléculas ou íons dizendo se o composto é polar 
ou apolar: a) IF3; b) ClO3-; c) TeF4; d) XeO4. 
 
24. Quais destas moléculas são lineares e quais tem pares solitários (domínios não-ligantes) em torno do 
átomo central: a) XeF2; b) CO2; c) BeF2; d) OF2. 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS – RESPOSTA DOS EXERCÍCIOS 
1) 973Kcal 
2) –81Kcal 
3) (a) Al2S3 (b) (NH4)2SO4 (c) Zn(NO3)2 
4) K3PO4, AlPO4, Cs3PO4, Mg3 (PO4)2, Ra3 (PO4) 2 
6) K+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 
Tl³+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 4f14 5d10 6p6 
Se²-: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 
N³-: 1s² 2s² 2p6 
Mn²+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s0 3d5 
Co³+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s0 3d7 
7) (a) 24; (b) 9 ligações σ = 18 e- valência; (c) 1 ligação π = 2 e- valência; (d) 2 pares de e- não-
ligantes; (e) sp2 
8) a primeira estrutura 
9) estruturas 2 e 3 
10) NH3, BCl3 
11) 1s² 2s² 2p¹ 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL - QUI01.121 
 
16) Apolares: I2, CCl4, BF3 
 Polares: ICl, POCl3, PCl3, NF3, CH2Cl2 
18) MgF2, como a energia de rede depende do produto das cargas e Mg formando um cátion divalente, 
terá maior energia de rede que NaF. 
23) (a) em T; (b) Pirâmide trigonal; (c) Gangorra; (d) Tetraédrica. 
24) XeF2, CO2 e BeF2 são lineares; XeF2 e OF2 tem pares solitários no átomo central.