Lista de Química cap 1 - 4

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Capítulo 1 
1- Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsCI e CaO. Fundamente sua resposta. 
A energia de rede de compostos iônicos está relacionada à carga dos íons envolvidos, sendo que quanto maior a carga dos íons, maior a energia de rede. De acordo com a formula da energia de rede: 
−�� = �� ∙��ଵ��ଶ 
�� 
������ → ����ା + ��ି 
�������� → ����ା + ����ି 
������ → ����ଶା + ��ଶି 
De acordo com a carga dos íons a cima, pode-se concluir que CaO possui a mior energia de rede, dentre os 3 compostos selecionados. Em seguida, tanto o NaF quanto o CsCl possuem a mesma carga iônica, então, a energia de rede dos compostos será definida pela distância entre os núcleos atômicos. Com base na tabela periódica, é possível verificar que Na e F possuem raios atômicos menores que Cl e Cs, sendo então, NaF o composto com maior energia de rede dentre esse dois. 
Portanto, a ordem de energia de rede fica como: 
������ > ������ > �������� 
2- Determine o íon normalmente formado para os seguintes átomos: a) Sr, b) S, c) Al. 
Os íons normalmente formados são os íos com carga semelhante a um gás nobre, sendo através de excesso ou falta de elétrons na ultima camada de valência do átomo. Por via geral, os metais ionizam-se em cátions enquanto os não-metais ionizam-se em ânions. 
a) Estrôncio: Sr → Sr+ 
b) Enxofre: S → S2- 
c) Alumínio: Al → Al3+ 
3- Qual ligação é mais polar: a) B-Cl ou C-Cl; b) P-F ou P-Cl? Indique em cada caso que átomo tem a carga parcial negativa e qual a carga parcial positiva? Explique sua resposta. 
a) A diferença de eletronegatividade da ligação entre o cloro e o boro é de 1, enquanto, no caso da ligação entre o cloro e o carbono, é de 0,5. Em ambos os casos, o cloro representa a carga parcial negativa, enquanto o boro e o carbono são as cargas parciais positivas de cada ligação. Com base na diferença de eletronegatividade, a ligação entre o cloro e o boro é mais polar que a ligação entre o cloro e o carbono. 
b) De forma análoga ao exercício anterior, é possível determinar qual ligação é mais polar com base na eletronegatividade dos elementos envolvidos, como o flúor é mais eletronegativo que o cloro, a ligação entre o fosforo e o flúor é mais polar que entre o fosforo e o cloro. 
4- Qual dos seguintes compostos deve ser esperada a menor distancia de ligação entre os átomos de enxofre e oxigênio, SO3 ou SO32-? Explique sua resposta. 
Ambos os átomos de enxofre e de oxigênio possuem em sua camada de valência a mesma quantidade de elétrons, por isso, a molécula de SO3 possuem uma estrutura ressonante, por isso, cada ligação entre enxofre e oxigênio terá um terço do comprimento que uma ligação simples ou dupla teria. 
Já na molécula de SO32-, todas as ligações entre os átomos sejam simples, portanto, mais longas que a do SO3. Com isso, é esperado que a menor distancia de ligação seja encontrada na molécula SO3 
5- O que são elétrons de valência? Quantos elétrons de valência o átomo de nitrogênio possui? Um átomo tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2. Quantos elétrons de valência o átomo possui? 
Os elétrons de valência são os elétrons os encontrados na último subnível energético, também denominado como camada de valência. No caso do nitrogênio, em sua camada de valência existem 5 elétrons, por pertencer à família 5ª. O átomo de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 possui 2 elétrons em sua camada de valência. 
6- Qual o significado do termo ligação covalente? Dê três exemplos de compostos que possuam ligação covalente, suponha uma substância XY, formada a partir de dois elementos diferentes, esta substância entra em ebulição a -33 C. É mais provável que XY seja uma substância covalente ou iônica? Explique sua resposta. 
Uma ligação covalente se caracteriza pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, ocorrendo aos pares. Tal ligação mantém os átomos conectados devido à interação entre seus elétrons. Diversas moléculas são formadas através de ligações covalentes, dentre elas, podemos citar a água (H2O), o metano (CH4) e o oxigênio (O2). 
Uma das características de uma substância iônica é o alto ponto de ebulição, por isso, a temperatura baixa de -33ºC leva a crer que a substância XY é covalente 
7- Use o conceito de ressonância para explicar porque no benzeno as ligações dos 6 átomos de carbono são iguais em comprimento. Os comprimentos de ligação C-C no benzeno são mais curtos que quando comparado às ligações simples, mas mais longos que quando comparado às de ligações duplas C=C. Use o modelo de ressonância para explicar estas observações. 
Devido ao efeito de ressonância presente na molécula de benzendo, as ligações duplas entre os carbonos não possuem sua posição previsível, por isso, existe mais dde uma possibilidade dde representação da molécula, impedindo que ela seja representada pela estrutura de Lewis. Em relação ao comprimento das ligações ressonantes, através de experimentos, foi constatado que essas possuem um comprimento de valor intermediário entre as ligações simples e duplas, 
Exercícios Adicionais: 
1- Defina o termo ligação química. Quantos tipos de ligação química você conhece. Ponha exemplos para cada uma delas. 
Uma ligação química se caracteriza pela interação entre átomos, ocorrendo o compartilhamento ou sequestro de elétrons entre os átomos envolvidos. Essas ligações podem ser iônicas, covalente ou metálicas, e possuem como exemplos as moléculas NaCl, H2O e o Bronze (Cobre e Estanho). 
2- Defina o conceito de energia reticular. 
A energia reticular, também conhecida como energia de rede é q auntidadde dde energia necessária para romper uma ligação iônica, mais especificamente, 1 mol do composto separado em seus ions. 
3- Porque os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão quando comparados com compostos de outra natureza de ligação. 
A ligação iônica é uma ligação muito forte que mantém íons conectados na molécula, por isso, é necessário muita energia para que essa ligação seja enfraquecida, alterando o estado físico do composto, outras ligações, sendo elas as covalentes e metálicas não possuem o ponto de fusão tão elevados pois não possuem conexões tão fortes. 
4- Porque no estado fundido os compostos iônicos são condutores da eletricidade. Explique. 
Ao fundir um composto iônico, os íons que compõem o composto permitem a condução de eletricidade devido ao fácil transporte de cargas elétricas pelo líquido, já que esse é composto por cargas eétricas. 
5- Porque os metais conduzem a eletricidade e o calor. Explique como ocorre a condução da eletricidade e do calor. 
Os metais são compostos formados através de ligações metálicas, a qual tem como característica o livre compartilhamento dos elétrons, conhecido como “mar de elétrons”, tornando a condutibilidade elétrica muito fácil. Outra vantagem na ligação metálica é a liberdade que os átomos possuem para movimentação dentro do composto, por isso, a vibração ocasionada pelo calor é muito fácil nos compostos metálicos, ocasionando a alta condutibilidade térmica. 
6- Mencione pelo menos duas propriedades dos compostos iônicos e dos metais. Justifique sua resposta utilizando o conceito para cada caso. 
 Ligação Iônica 
o Elevadas temperaturas de fusão e ebulição 
 A ligação iônica conecta os átomos através de uma grande força, por isso é necessária muita energia térmica para alterar o estado 
físico do composto. 
o Baixa condutibilidade elétrica no estado sólido 
 A ligação iônica não permite a condução de elétrons devido à ausência de íons livres capazes de realizar o transporte. 
 Ligação Metálica 
o Alta condutibilidade térmica 
 A ligação metálica fornece aos núcleos dos átomos grande liberdade física, facilitando a vibração dos mesmos, e a propagação 
dessa energia, proveniente de fontes térmicas 
o Alta condutibilidade elétrica 
 A ligação metálica proporciona uma grande quantidade de elétrons livres, facilitando o transporte de eletricidade atravésdo composto 
Capítulo 2 
1- Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo. Que massa de tricloreto de fosforo é formada? 
��ସ + 6����ଶ → 4������ଷ 
������ଶ = 71 �������� ൗ 
����ସ = 124 �������� ൗ 
mP4 = 1,45 g de P4 → 0,0117 mol 
1 mol P4 / 6 mol Cl2 → 0,0117 mol P4 / 0,0702 mol de Cl2 
mCl2 = 0,0702 mol de Cl2 → 4,98 g de Cl2 
mPCl3 = mP4 + mCl2 = 6,43 g 
2- O metanol utilizado como combustível pode ser produzido pela reação entre o monóxido de carbono com hidrogênio. 
CO(g)+ 2 H2 (g) → CH3OH(l) 
Suponha que 356 g de CO sejam misturados com 65 g de H2. a) Qual o reagente limitante?, b) Qual a massa de metanol que pode ser produzida?, c) Qual é a massa de reagente em excesso que sobra quando todo o reagente limitante é consumido? 
a) 
������ = 28�� 
������ 
����ଶ = 2�� 
������ 
mCO = 356 g → 12,7 mol de CO 
mH2 = 65 g → 32,5 mol de H2 
32,5 ������ ���� ��ଶ 
12,7 ������ ���� ���� = 2,56 > 2 → ��ଶ ������á ���� �������������� 
Logo, CO é o reagente limitante. 
b) 
������ଷ���� = 32 �������� ൗ 
mCH3OH = 12,7 mol de CH3OH → 406,4 g 
c) 
mH2 = 32,5 mol 
Excesso = mH2 – 25,4 = 7,1 mol 
7,1 mol de H2 = 14,2 g 
3- No preparo de aspirina partiu-se de 14,4 g de ácido salicílico e um excesso de anidrido acético. A quantidade de aspirina obtida foi de 6,26 g. Qual o rendimento percentual desta reação. 
C7H6O3 (s) + C4H6O3 (l) → C9H8O4 (s) + CH3CO2H (l) 
ac. salicílico an. acético aspirina ac. Acético 
����଻��଺��ଷ = 138 �������� ൗ 
����ଽ��଼��ସ = 180 �������� ൗ 
mC7H6O3 = 14,4 g = 0,104 mol de C7H6O3 
0,104 mol de C7H6O3 → 0,104 mol de C9H8O4 
0,104 mol de C9H8O4 = 18,72 g 
�� =6,26 
18,72 ��100% 
�� = ����, ��% 
4- A Cerussita, mineral que contem chumbo, e carbonato de chumbo impuro, (PbCO3), ao analisar uma amostra desse mineral para conhecer o teor de carbonato de chumbo, uma pequena amostra é tratada com ácido nítrico. 
PbCO3(s)+ 2 HNO3(aq) → Pb(NO3)2(aq)+ H2O(l)+ CO2(g) 
A adição posterior de ácido sulfúrico, leva à formação de sulfato de chumbo insolúvel. O precipitado é isolado e pesado. Suponha que uma massa de 0,583g de mineral tenha produzido 0,628g de precipitado (PbSO4). Qual a porcentagem em massa de PbCO3 no mineral. 
����(����ଷ)ଶ(����) + 2��ଶ����ସ(����) → ��������ସ(��) + 2������ଷ(����) 
����������ସ = 303,3 �������� ൗ 
����������ଷ = 267,2 �������� ൗ 
mPbSO4 = 0,628 g = 2,071*10-3 mol 
2,071*10-3 mol de PbSO4 → 2,071*10-3 mol de PbCO3 
2,071*10-3 mol de PbCO3 = 0,553 g 
��,������∗ ������% = ����, ��% 
Quantidade de PbCO3 = ��,������ 
5- O ácido ascórbico (vitamina C) contêm 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido ascórbico. 
O → 54,5 ÷ 16 = 3,41 
C → 40,92 ÷ 12 = 3,41 
H → 4,58 ÷ 1 = 4,58 
Dividindo pelo menor (3,41): 
O → 1; C → 1; H → 1,34 
Para aproximar H a um número inteiro multiplica-se todos por 3: 
O = 3; C = 3; H = 4; 
������������ 
6- O hidróxido de lítio sólido é usado em veículos espaciais para remover o dióxido de carbono exalado. Neste caso o hidróxido de lítio reage com o dióxido de carbono gasoso para formar carbonato de lítio sólido e água líquida. Quantas gramas de dióxido de carbono podem ser absorvidas por 1,00 g de hidróxido de lítio. 
����������(��) + ������(��) → ������������(��) + ������(��) 
���������� = 23,9�� 
������ 
������ଶ = 44�� 
������ 
1 g de LiOH → 0,0418 mol de LiOH 
0,0418 mol de LiOH → 0,0209 mol de CO2 
mCO2 = 0,0209*44 = 0,92 g 
7- Considere a seguinte reação: 
2Na3PO4 (aq)+ 3Ba(NO3)2 (aq)→Ba3(PO4)2 (s)+ 6 NaNO3 (aq) 
Suponha que uma solução contendo 3,50 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,40 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser formados. ������ଷ����ସ = 164 �������� ൗ
������(����ଷ)ଶ = 261 �������� ൗ 
������ଷ(����ସ)ଶ = 601 �������� ൗ 
mNa3PO4 = 3,5 g = 0,0213 mol 
mBa(NO3)2 = 6,4 g = 0,0245 mol 
������(����ଷ)ଶ 
������ଷ����ସ= 1,15 < 1,5 ,����(����ଷ)ଶ é ������������������ 
0,0245 mol de Ba(NO3)2 → 0,00817 mol de Ba3(PO4)2 
0,00817 mol de Ba3(PO4)2 = 4,91 g 
8- Qual o princípio científico ou lei usada no processo de balanceamento de equações? No balanceamento de equações, por que os índices inferiores nas fórmulas químicas não podem ser modificados? Quais são os símbolos usados para representar gases, líquidos, sólidos e soluções aquosas em reações químicas? 
Ao balancear equações químicas, é necessário basear-se na Lei da Conservação das Massas, escrita por Lavoisier. 
Durante o processo de balanceamento, os índices inferiores nas fórmulas químicas não devem ser modificados pois eles determinam a proporção entre os átomos de cada molécula, alterando-os, seriam alterados os compostos envolvidos na reação química. 
É importante representar o estado físico dos compostos regentes e produzidos em uma reação química, para isso, são utilizadas abreviações para cada possível estado, sendo elas (g) para os gases, (s) para os sólidos, (l) para os líquidos e (aq) para soluções aquosas. 
9- Faça o balanceamento das seguintes equações e indique quais podem classificar se como reações de combinação, decomposição e/ou combustão: 
a) Al(s)+ Cl2 (g)→AlCl3 (s) 
b) C2H4(g)+ O2(g)→CO2(g)+ H2O(g) 
c) Li(s)+ N2(g)→Li3N(s) 
d) PbCO3(s)→PbO(s)+ CO2(g) 
e) C7H8O2(l)+ O2(g)→CO2(g)+ H2O(g) 
a) 2 Al(s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3 (s) [combinação] 
b) C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g)+ 2 H2O(g) [combustão] 
c) 6 Li(s) + N2(g) → 2 Li3N(s) [combinação] 
d) PbCO3(s) → PbO(s) + CO2(g) [decomposição] 
e) C7H8O2(l) + 8 O2(g) → 7 CO2(g) + 4 H2O(g) [combustão] 
10- Qual é a massa, em gramas, de 2,50 x 10-3 mol de sulfato de alumínio? Qual é a quantidade de matéria de íons cloreto existente em 0,0750g de cloreto de alumínio? 
Sulfato de alumínio: Al2(SO4)3 
������ଶ(����ସ)ଷ = 342 �������� ൗ 
mAl2(SO4)3 = 342*2,5*10-3 = 0,855 g 
Cloreto de alumínio: AlCl3 
����������ଷ = 133,5 �������� ൗ 
mAlCl3 = ଴,଴଻ହ 
ଵଷଷ,ହ = 5,62*10-4 
AlCl3 → Al+ + 3 Cl 
5,62*10-4 mol de AlCl3 → 1,69*10-3 mol de Cl 
11- A efervescência produzida quando um comprimido de Alka-Seltzer é dissolvido em água deve-se à reação entre o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o ácido cítrico (H3C6H5O7): 
3 NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → 3 CO2(g) + 3 H2O(l) + Na3C6H5O7(aq) 
Em determinado experimento 1,00 g de bicarbonato de sódio e 1,00 g de ácido cítrico são deixados reagir; a) Qual é o reagente limitante? b) Quantos gramas de dióxido de carbono são formados? c) Quantos gramas de reagente em excesso sobram depois que o reagente limitante é completamente consumido? 
����ଷ��଺��ହ��଻ = 192 �������� ൗ 
������ଶ = 44 �������� ൗ 
������������ଷ = 84 �������� ൗ 
a) 
mH3C6H5O7 = 1 g = 0,00521 mol 
mNaHCO3 = 1 g = 0,0119 mol 
������������ଷ 
����ଷ��଺��ହ��଻= 2,28 < 3 , ������������ é ������������������
b) 
0,0119 mol de NaHCO3 → 0,0119 mol de CO2 
mCO2 = 0,0119*44 = 0,524 g de CO2 
c) 
Excesso → mH3C6H5O7 = 0,00521 - ଴,଴ଵଵଽ 
ଷ = 0,00124 mol 
mH3C6H5O7 = 0,00124*192 = 0,239 g 
Exercícios Adicionais 
1- Que você entende pelo termo reações químicas, a) reações de combinação, b) reações de decomposição e c) reação de combustão? Mencione pelo menos um exemplo. 
a) Reações de combinação são compreendidas reação de duas ou mais substâncias reagindo e formando um novo composto. Como exemplo, pode-se citar a reação entre carbono e o oxigênio, resultando em gás carbônico 
��(��) + ��ଶ(��) → ����ଶ(��) 
b) Reações de decomposição se caracterizam pela separação de um composto químico em duas ou mais substâncias. Como por exemplo a seguinte reação: 
����(����)ଶ(��) → ������(��) + ��ଶ��(��) 
c) A reação de combustão se caracteriza por uma reação química em que é liberada energia na forma de luz e calor, além da formação de um gás. Um exemplo de combustão é: 
����ସ + 2��ଶ → ����ଶ + 2��ଶ�� 
2- Que evidências podem ser observadas quando reagentes são convertidos em produtos? Mencione pelo menos três delas. 
Os reagentes são convertidos em produtos ao longo que a reação química acontece, existem diferentes formas e verificar essa transformação, algumas delas são: mudança de cor,liberação de gás ou a formação de precipitado. 
3- Que são os coeficientes estequiométricos? Coloque um exemplo usando uma reação química. 
Os coeficientes estequiométricos representam a proporção de mols de cada substância envolvida em uma reação química, de forma que a Lei da Conservação da Matéria seja preservada. Por exemplo 
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g)+ 2 H2O(g) 
Os coeficientes na equação a cima garantem que a mesma quantidade de carbono, hidrogênio e oxigênio consumidos dos reagentes estejam presentes nos produtos. 
4- Que você entende pelo termo estequiometria? Que conceito ou lei está relacionada com esta parte da química. 
A estequiometria é o estudo do balanço entre a quantidade de substâncias consumidas e produzidas em uma reação química. Esse estudo se fundamenta na Lei da conservação das Massas de Lavoisier. 
5- Qual é o conceito do termo “mol”? 
Mol é um termo criado para expressar uma quantidade exata de átomos, seu valor de referencia é a quantidade de átomos de Carbono-12 que possui massa igual a 12g, sendo que cada elemento químico possui uma massa molar diferente, mas sempre contabilizando a mesma quantidade de átomos. 
6- Qual é o conceito ou lei que justifica a fórmula de um composto químico? 
Um composto químico possui sua fórmula criada com base na fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis, a qual visa mostrar os átomos que compõem o composto e suas quantidades em uma molécula. 
7- Em que consistem os termos reagente limitante, e reagente em excesso? 
Uma equação química balanceada mostra de forma matemática a proporção de mols necessários para que todos os reagentes sejam consumidos na reação, porém, se houver disponibilidade de um reagente abaixo da proporção necessária, a reação ocorrerá até que esse regente seja totalmente consumido, por isso ele é denominado o reagente limitante, os demais, sobrarão após o término da reação, denominados reagentes em excesso. 
Capítulo 3 
1- Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: HClO4; H2S; PH4+; HCO3- ? Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-; SO42-; H2O; HCO3- ? 
Os ácidos fornecidos possuem as seguintes bases conjugadas: ClO4-, HS-, PH3 e CO32-. 
Já as bases fornecidas possuem os seguintes ácidos conjugados: HCN, HSO41-, H3O+ e H2CO3. 
2- Calcule a concentração de H+(aq) em a) uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol L-1; b) uma solução na qual [OH-] é 1,8x10-9 mol L-1. Suponha que a temperatura é 25 °C. 
a) 
[H+][OH-] = 1,0*10-14 
[H]= 1,0 ∗ 10ିଵସ 
[OH−] = 1,0 ∗ 10ିଵସ 
0,010 = 10ିଵଶ mol/L 
Essa solução é básica pois [OH-] > [H+]. 
b) 
[H]= 1,0 ∗ 10ିଵସ 
[OH−] = 1,0 ∗ 10ିଵସ 
1,8 ∗ 10ିଽ = 5,0ି଺ mol/L 
Essa solução é ácida pois [H+] > [OH-]. 
3- Calcule os valores de pH: a) para uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol L-1; b) uma solução na qual [OH-] é 1,8x10-9 mol L-1. Suponha que a temperatura é de 25°C. 
Para realizar o calculo de pH é necessário realizar o seguinte cálculo: − log[��ା] = 10ି௣ு 
− log[����ି] = 10ି௣ைு 
���� + ������ = 14 
a) 
pH= − log(1,0 ∗ 10ିଵଶ) = −(−12,00) = 12,00
b) 
pH = -(log 5,6*10-6) mol/L = 5,25. 
4- Uma amostra de suco de maça que foi espremido recentemente tem pH de 3,76. Calcule [H+]. 
Como a solução possui pH de 3,76, é necessário realizar o antilog ddesse pH, a fim de determinar a concentração de [H+], dessa formal temos que: 
[H+] = antilog (-3,76) = 10*-3,76 = 1,7*10-4 mol/L. 
5- Qual é o pH de a) uma solução de 0,028 mol L-1 de NaOH; b) uma solução de 0,0011 mol L-1 de Ca(OH)2? 
a) A base NaOH, quando dissolvida em água libera ions OH- na mesma concentração da base original, por isso, sabe-se que a concentração desses ions é de 0, 028mol/L. Assim, calculamos o pOH da solução: 
pOH = -log (0,028) = 1,55 
pH = 14,00 - pOH = 12,45 
b) Na base Ca(OH)2 assim como a base anterior , são liberados íons OH-, porém, nesse caso, a concentração desses íons será duas vezes maior que a da base, pois são liberados dois íons pra cada molécula da base, resultando em 0,0022 mol/L .Disso temos: 
pOH = -log (0,0022) = 2,66 
pH = 14,00 - pOH = 11,34. 
6- Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol L-1 de ácido fórmico (HCHO2) e mediu seu pH usando um medidor de pH. Constatou que o pH a 25 °C é 2,38. a) Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura. b) Qual a porcentagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10 mol L-1. 
a) para calcular o Ka do ácido fórmico, primeiramente é necessário calcular as concentrações dos íons formados pela sua dissociação. Portanto, são necessários os seguintes cálculos: 
HCHO2(aq) ↔ H+(aq) + CHO2-(aq) 
��௔ = [��ା] [������ଶି] 
[������ଶ] 
pH = -log [H+] = 2,38 → log [H+] = -2,38 
[H+] = antilog(-2,38) = 4,2*10-3 mol/L 
Como nem toda a solução é ionizada, é necessário calcular a concentração de equilíbrio da solução aquosa que contem tanto HCHO2 quanto seus íons. Sabe-se, através do pH que a concentração dos íons é de 4,2*10-3 mol/L, portanto a concentração de HCHO2 0,1 mol/L menos 4,2*10-3 mol/L, resultando em aproximadamente 0,1 mol/L. Assim, podemos calcular Ka da seguinte forma: 
Kୟ = (4,2 ∗ 10ିଷ) ∗ (4,2 ∗ 10ିଷ) 
0,10 = 1,8 ∗ 10ିସ mol/L 
b) A porcentagem de ácido que ioniza é calculada pela razão entre a concentração de H+ ou CHO2- no equilíbrio, dividida pela concentração inicial do ácido, multiplicada por 100%, portanto. 
Porcentagem de ionização = 4,2 ∗ 10ିଷ 
0,10 ∗ 100 = 4,2% 
7- Calcule a concentração de OH- em uma solução de 0,15 mol L-1 de NH3. 
Para determinar a concentração de OH-, primeiramente é necessasio utilizar a constante de equilíbrio Kb, da seguinte forma: 
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) 
Kୠ = [NHସା][OHି] 
[NHଷ]= 1,8 ∗ 10ିହ 
Em seguida, utiliza-se a tabela a seguir para mapear a concentração de cada substância da reação, nas diferentes etapas do processo de reação 
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) Inicial 0,15 mol/L - 0 0 Variação -x mol/L - +x mol/L +x mol/L Equilíbrio (0,15 - x) mol/L - x mol/L x mol/L 
Com isso, utiliza-se novamente Kb para determinar o valor de x, 
[NHଷ]=(��) ∗ (��) 
Kୠ = [NHସା][OHି] 
(0,15 − ��)= 1,8 ∗ 10ିହ 
Devido ao baixo valor de Kb, assume-se que o valor de x também será baixo, por isso, o denominador da fração é aproximadamente igual a concentração de NH3, por isso, 
xଶ 
0,15 = 1,8 ∗ 10ିହ → xଶ = (0,15) ∗ (1,8 ∗ 10ିହ) = 2,7 ∗ 10ି଺ → x = [NHସା] = [OHି] = ඥ2,7 ∗ 10ି଺ = 1,6 ∗ 10ିଷ mol/L
8- Determine se o sal Na2HPO4 formará uma solução ácida ou básica ao se dissolver na água. 
O sal em questão é fomrado em parte pelo íon HPO42-, porém esse íons pode se ionizar em ácido ou em base, da seguinte forma: 
 HPO42-(aq) ↔ H+(aq) + PO43-(aq) (1) HPO42-(aq) + H2O ↔ H2PO4-(aq) + OH-(aq) (2) 
Para determinar qual acontecerá, é necessário comparar as constantes de ionização, a reação com a maior constante determinará o pH da solução final. 
Sabe-se que o valor de Ka, referente à equação (1) é de 4,2*10-13. Resta apenas calcular o Kb da equação (2), o qual pode ser calculado a partir do Ka do ácido conjugado, da seguinte forma: 
Ka * Kb = Ku 
Sabendo o valor de Ka para o ácido conjugado H2PO4-. 
Ka(HPO42-) * Kb(H2PO4-) = Ku = 1,0*10-14 
Como Ka de H2PO4- é 6,2*10-8, pode-se afirmar que o Kb de HPO42- é 1,6*10-7. 
Por isso, como o Kb da segunda equação é muito superior ao Ka da primeira, averígua se que Na2HPO4 formará uma solução básica ao se dissolver em água. 
9- Qual a diferencia entre as definições de um ácido de Arrhenius e de Bronsted Lowry? b) NH3(g) e o HCl(g) reagem para formar o sólido iônico NH4Cl(s). Qual substância é o ácido de Bronsted-Lowry nessa reação? Qual é a base de Bronsted Lory. 
a) Arrhenius afirma que um ácido ao ser dissolvido em água aumenta a concentração de H+. Por outro lado, Bronsted-Lowry afirmam que o ácido é capaz de doar íons de H+ em qualquer estado físico. 
b) Na reação descrita, o HCl se configura por ácido de Bronsted-Lowry, enquanto o NH3 é a base de Bronsted-Lowry. 
10- Qual é o significado do termo autoionização? Explique por que água pura é uma má condutorade eletricidade. Diz-se que uma solução aquosa é ácida. O que significa essa declaração? 
A autoionização consiste na ionização de uma molécula neutra em um cátion e um ânion. A água pura possui a seguinte expressão de equilíbrio para sua reação de autoionização: H2O(l) ↔ H+(aq) + OH–(aq) 
Por isso, a água pura não é um bom condutor de eletricidade pois possui muito poucos íons livres na solução aquosa, dificultando a passagem de eletricidade, caso houvesse um ácido dissolvido, a concentração de H+ seria muito maior. Aumentando a condutibilidade. 
11- O que é um ácido forte? Uma solução é rotulada como 0,500 mol L-1. Qual é [H+] para a solução? Quais das seguintes espécies são ácidos fortes HF; HCl; HBr; HI? 
Um ácido forte é caracterizado pela sua alta ionização, dissolvendo quase, se não completamente. Em uma solução rotulada como 0,5 mol/L, a concentração de H+ também será de 0,5 mol/L. Dentro os ácidos fornecidos, são ácidos fortes apenas os HCI, HBr e HI. 
Capítulo 4 
1- Determine se cada uma das seguintes substâncias apresentam maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (��������) ou em água: ����������; ����������; ������; �� ����. 
As moléculas apolares possuem maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono, enquanto as moléculas polares se dissolvem mais provavelmente em água. Por isso, basta identificar a polaridade das moléculas ��଻��ଵ଺; ��������ସ; ������; �� ��ଶ para determinar seu solvente. No caso do ��଻��ଵ଺, esse é um hidrocarboneto, portanto, é molecular e apolar. ��������ସ, composto que contém um metal e não-metais, é iônico; ������, molécula diatômica que contém dois nâo-metais que diferem em eletronegatividade, é polar; e ��ଶ, molécula diatômica com átomos de eletronegatividade igual, é apolar. Portanto, ��଻��ଵ଺ �� ��ଶ seriam mais solúveis no apolar, ������ସ, ao passo que a água seria um solvente melhor para ��������ସ e ������. 
2- Uma solução é preparada dissolvendo-se 13,5 g de glicose (��������������) em 0,100 kg de água. Qual é a porcentagem em massa de soluto nessa solução? Encontrou-se que uma amostra de 2,5 g de água de um poço artesiano contém 5,4 µg de ������ା. Qual a concentração de ������ା em partes por milhão? 
a) 
% ���� ���������� ���� �������������� =���������� ���� �������������� 
���������� ���� ��������çã����100 =13,5 
13,5 + 100 ��100 = 11,9% 
b) 
���������� ���� ��������çã����10଺ =5,4x10ି଺�� 
������ =���������� ���� ������������ 
2,5����10଺ = 2,2������ 
3- Uma solução de ácido clorídrico contém 36 % de HCl em massa. a) Calcule a fração em quantidade de matéria de HCl na solução. b) Calcule a molalidade de HCl na solução. 
a) Para determinar a fração em quantidade de matéria de HCl na solução, primeiramente, é necessário calcular a quantidade de matéria de cada composto. 
�������������������� ���� ������é������ ���� ������ = (36�� ���� ������) ൬1 ������ ���� ������ 
36,5�� ���� ������൰ = 0,99 ������ 
�������������������� ���� ������é������ ���� ��ଶ�� = (64�� ���� ��ଶ�� ) ൬1 ������ ���� ��ଶ�� 
18�� ���� ��ଶ��൰ = 3,6 ������ 
Então, é calculada a fração que correnponde a quantidade de matéria de HCl na solução. ��ு஼௟ =�������������������� ���� ������é������ ���� ������ 
�������������������� ���� ������é������ ���� ��������çã��=0,99 
3,6 + 0,99 =0,99 
4,6 = 0,22. 
b) Para calcular a molaridade de HCl, basta obter a razão entre a quantidade dde matéria de HCl pela massa do solvente. 
�������������������� ���� ������ =0,99 ������ ���� ������ 
0,064 ���� ���� ��ଶ��= 15������ 
���� . 
4- A água e o glicerol (CH2(OH)CH(OH)CH2OH) são miscíveis em todas as proporções. O que significa isso? Como o grupo OH do álcool contribui para essa miscibilidade? 
A miscividade das duas substâncias consiste na solubilidade completa independente das proporções utilizadas dos compostos. Esse efeito é auxiliado pelo grupo OH do álcool pois esses grupo fazem pontes de hidrogênio com as moléculas da água, ligações muito fortes que unem os compostos. 
5- Uma solução de ácido sulfúrico contendo 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem densidade de 1,329 g cm3. Calcule, (a) a porcentagem em massa; (b) a fração em quantidade de matéria; (c) a molalidade; (d) concentração em quantidade de matéria de H2SO4 nessa solução. 
a) 
1mL _________ 1,329g 
X ____________ 571,6g 
X = 571,6 x 1 / 1,329 = 430,1mL 
430,1mL ______ 1000mL 
Y_____________100mL 
430,1 x 100 / 1000 = 43,01% de H2SO4 
 
b) ����2����4 = ௠௢௟ ௗ௘ ுଶௌைସ 
௦௢௠௔ ௗ௘ ௠௢௟௦ ௡௔ ௦௢௟௨çã௢= 0,122 
 
7- Defina os termos solução, coloides e dispersão. Coloque pelo menos um exemplo para cada termo. 
Uma solução é uma mistura homogênea composta de diferentes moléculas, como por exemplo o bronze ou o ar atmosférico. Os coloides por sua vez também são misturas, mas essas possuem partículas dispersas com diâmetro entre 1 nanômetro e 1 micrômetro, como por exemplo as gelatinas. Por fim, temos a dispersão, que é qualquer disseminação de uma substância ao longo de todo o volume de outra substância, exemplos de dispersões são os próprios coloides e soluções. 
8- Que fatores afetam a solubilidade de uma substância sólida em um líquido? Como esses fatores afetam a solubilidade de um gás em um líquido? Explique esse comportamento em ambas as situações a nível molecular. Coloque pelo menos um exemplo para cada situação. 
A solubilidade de uma substância é afetada pela pressão, temperatura, polaridade e pH. Sendo que cada um desses fatores afeta a solubilidade de um gás em um líquido da seguinte forma: 
 Temperatura 
o Conforme maior a temperatura, menor a solubilidade do gás; 
 Pressão 
o Quanto maior a pressão, melhor o gás de solubiliza no líquido; 
 Polaridade 
o Gases se solubilizam apenas em líquidos de mesma polaridade  pH 
o Gases não ionizáveis não tem sua solubilidade afetada pelo pH, como por exemplo o metano 
o Gases ionizáveis tem sua solubilidade afetada de acordo com a natureza do íon formado, a amônia tem sua solubilidade aumentada em pHs baixos, enquanto o gás carbônico solubiliza menos em soluções ácidas.