Exercícios QuimGer 18 1

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Relações de massa
1. (3.7) Quais são os dados necessários para determinar a massa atômica média de um dado elemento?
2. (3.10) Defina massa molar de um átomo. Quais são as unidades mais comuns da massa molar?
3. (3.14) Quantos mols de átomos de cobalto (Co) há em 6,00 x 108 (seis bilhões) de átomos de Co? (constante de Avogadro = 6,022 x 1023 mol-1)
4. (3.15) Quantos mol de átomos de cálcio (Ca) há em 77,4 g de Ca?	
5. (3.16) Quantos gramas de ouro (Au) há em 15,3 mol de Au?
6. (3.23) Calcule a massa molar de cada uma das seguintes substâncias: (a) CH4, (b) Li2CO3, (c) NO2, (d) CHCl3 (clorofórmio), (e) C6H6, (d) C6H8O6 (vitamina C), (f) Ca3(PO4)2.
7. (3.25) Calcule a massa molar de um composto sabendo que 152 g desse composto correspondem a 0,372 mols.
8. (3.26) Quantas moléculas de etano (C2H6) há em 0,334 g de C2H6?
9. (3.40) O clorofórmio (CHCl3) foi usado muitos anos como anestésico, apesar de ser tóxico e de causar grandes danos ao fígado, aos rins e ao coração. Calcule a composição percentual de massa do clorofórmio. 
10. (3.46) Quantos gramas de enxofre (S) são necessários para reagir completamente com 246 g de mercúrio (Hg) para formar HgS?
11. (3.47) Calcule a massa de iodo (I2) necessária para reagir completamente com 20,4 g de alumínio (Al) para formar iodeto de alumínio (AlI3).
12. (3.50) determine as fórmulas empíricas dos compostos com as seguintes composições: (a) 40,1% C, 6,6% H, 53,3% O; (b) 18,4% C, 21,5% N, 60,1% K.
13. (3.52) A fórmula empírica de um dado composto é CH. Determine sua fórmula molecular sabendo que a massa molar do composto é 78 g.
14. (3.57) Por que uma equação química tem que ser balanceada? Que lei é obedecida quando uma equação química é balanceada?
15 (3.59) Faça o balanceamento das seguintes equações:
(a) C + O2 → CO				(b) CO + O2 → CO2
(c) H2 + Br2 → HBr				(d) K + H2O → KOH + H2
(e) Mg + O2 → MgO				(f) O3 → O2
(g) H2O2 → H2O + O2				(h) NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
(i) CH4 + Br2 → CBr4 HBr			(j) KNO3 → KNO2 + O2
(k) NaHCO3 → Na2Co3 + H2O + CO2		(l) P4H10 H2O → H3PO4
(m) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3+ H2		(n) S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
16. (3.67) A amônia é um dos principais fertilizantes fornecedor de nitrogênio. A sua preparação resulta da reação entre hidrogênio e nitrogênio representada a seguir: 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g). Em uma dada reação foram produzidos 6,0 mols de NH3. Quantos mols de H2 e N2 reagiram para dar aquela quantidade?
17. (3.68) O metanol (CH3OH), também usado como combustível, é obtido por destilação da madeira. A combustão do metanol ocorre de acordo com a seguinte equação: 2CH3OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(l). Em uma determinada reação 9,8 mols de CH3OH reagem com excesso de O2. Calcule o número de mols de H2O formados.
18. (3.71) Quando o alvejante cloro é misturado com outros produtos de limpeza contendo amônia, o gás toxico NCl3(g) pode se formar de acordo com a equação: NaClO(aq) + NH3(aq) → 3NaOH(aq) + NCl3(g). Quando 2,94 g de NH3 reagem com um excesso de NaClO de acordo com a reação apresentada, quantos gramas de NCl3 são formados.
19. (3.72) A fermentação é um processo químico complexo, presente na produção do vinho, entre outros, em que a glicose é convertida em etanol e dióxido de carbono: C6H12O6 → 2C2H5O + 2CO2. Partindo de 500,4 g de glicose, qual a quantidade máxima de etanol, em gramas e litros, poderá ser obtida nesse processo? (Densidade do etanol = 0, 789 g.mL-1)
20. (3.75) O calcário (CaCO3) decompõe-se por aquecimento em cal viva (CaO) e dióxido de carbono. Calcule quantos gramas de cal viva podem ser obtidos a partir de 1,00 kg de calcário.
21. (3.78) A produção laboratorial de oxigênio gasoso é realizada por decomposição térmica do clorato de potássio (KClO3). Considerando que a decomposição é completa, calcule quantos gramas de O2 gasoso podem ser obtidos a partir de 46,6 g de KClO3. (Os produtos são KCl e O2)
22. (3.79) Defina reagente limitante reagente em excesso. Qual é importância do reagente limitante na previsão de quantidade de produto obtida em uma reação? Pode haver reagente limitante se a reação possui apenas um reagente?
23. (3.83) O óxido nítrico (NO) reage com oxigênio gasoso para forma NO2, um gás castanho escuro:
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g). Em uma dada experiência 0,886 mol de NO é misturado com 0,503 mol de O2. Calcule qual dos dois reagentes é o reagente limitante. Calcule também o número de mols NO2 produzidos.
24. (3.84) A amônia e o ácido sulfúrico reagem para formar sulfato de amônio. (a) Escreva uma equação para a reação. (b) Determine a massa inicial (em g) de cada reagente se forem produzidos 20,3 g de sulfato de amônio e 5,89 g de ácido sulfúrico.
25. (3.85) O propano (C3H8) é um componente do gás natural utilizado para cozinhar ou aquecer alimentos. (a) faça balanceamento da equação, que representa a combustão do propano no ar: C3H8 + O2 → CO2 + H2O. (b) Quantos gramas de dióxido de carbono são produzidos pela combustão de 3,65 g de propano? Considere que o oxigênio é o reagente em excesso nesta reação.
26. (3.87) Por que o rendimento teórico de uma reação é determinado apenas pela quantidade do reagente limitante?
27. (3.89) O fluoreto de hidrogênio é utilizado na fabricação de fréons (que destroem o ozônio na estratosfera) e na produção de alumínio metálico. O modo de preparação é descrito pela equação;
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 +2HF. Em um determinado processo, 6,00 g de CaF2 são tratados com um excesso de H2SO4, originando 2,86 kg de HF. Calcule o rendimento de HF.
28. (3.92) O etileno (C2H4), um importante composto orgânico industrial, pode ser preparado por aquecimento do hexano (C6H14) a 800 °C: C6H14 → C2H4 + outros produtos. Se a produção de etileno tiver um rendimento de 42,5%, qual será a massa de hexano necessária para produzir 481 g de etileno?
Rações em soluções aquosa
1. (4.3) Descreva o processo de hidratação. Quais são as propriedades da água que permitem que suas moléculas interajam com outros íons em solução?
2. (4.6) O sulfato de sódio (Na2SO4) é um eletrólito forte. Quais são as espécies realmente presentes em Na2SO4 (aq)? Escreva a equação de ionização, simplificada, que traduz o processo.
3. (4.12) Indique e explique quais dos seguintes sistemas são condutores de eletricidade: (a) NaCl sólido, (b) NaCl fundido, (c) solução aquosa de NaCl.
4. (4.20) Caracterize os seguintes compostos como solúveis ou insolúveis em água: (a) CaCO3, (b) ZnSO4, (c) Hg(NO3)2, (d) HgSO4, NH4ClO4.
5. (4.22) Escreva as equações iônicas e iônica simplificada para as seguintes reações:
(a) AgNO3(aq) + Na2SO4(aq) →
(b) Na2S(aq) + ZnCl2(aq) →
(c) K3PO4(aq) + 3Sr(NO3)2(aq) →
(d) Mg(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) →
6. (4.23) Qual dos seguintes processos resultará em uma ração de precipitação? (a) Misturar uma solução de NaNO3 com uma solução de CuSO4. (b) Misturar uma solução de BaCl2 com uma solução de K2SO4. Escreva a equação iônica simplificada para a reação de precipitação.
7. (4.25) Indique as propriedades gerais dos ácidos e das bases.
8. (4.26) Defina ácido e base segundo Arrhenius e Brönsted. Porque o conceito de Brönsted é mais útil na descrição das propriedades acido-base? 
9. (4.29) Quais são os fatores que classificam um composto como um sal? Especifique quais dos seguintes compostos são sais: CH4, NaF, CaO, BaSO4, HNO3, NH3, KBr.
10. (4.32) Identifique cada uma das espécies seguintes como ácido ou base de Brönsted ou ambos: (a) CH3COO-, (b) H2PO4-, (c) NH4+, PO43-, (d) ClO2-, (e) HSO4.
11. (4.34) Faça o balanceamento das seguintes equações e escreva as equações iônica e iônica simplificada correspondente (quando apropriado).
(a) CH3COOH(aq) + KOH(aq) →
(b) H2CO3(aq) + NaOH(aq) →
(c) HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) →
(d) HClO4(aq) + Mg(OH)2 →
12. (4.44) Para as reações completas apresentadas a seguir, escreva as semirreações e identifique os agentes oxidantes e redutores.
(a) 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 	(b) Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 	(c) Si + 2F2 → SiF4
(d) H2 + Cl2 → 2HCl
13. (4.45) O fósforo
forma muitos oxiácidos. Indique o número de oxidação do fósforo em cada um dos seguintes ácidos: (a) HPO3, (b) H3PO2, (c) H3PO3, (b) H3PO4, (e) H4P2O7, (f) H5P3O10.
14. (4.59) Escreva a equação do cálculo da molaridade. Por que a molaridade é uma unidade de concentração conveniente em química?
15 (4.60) Descreva os processos envolvidos na preparação de uma solução de concentração molar conhecida usando balão volumétrico.
16. (4.62) Calcule a massa em gramas de KI necessária para preparar 5,00 x 102 mL de uma solução 2,80 M.
17. (4.63) (a) Quantos mols de MgCl2 há em 60,0 mL de uma solução 0,100 M de MgCl2? (b) Quantos gramas de KOH há kem 35,0 mL de uma solução 5,50 M de KOH?
18. (4.67) Calcule o volume necessário em mL de cada uma das seguintes soluções de modo a obter: (a) 2,14 g de cloreto de sódio a partir de uma solução 0,279 M de NaCl, (b) 4,30 g de etanol a partir de uma solução 1,50 M de CH3CH2OH, (c) 0,85 g de ácido acético a partir de uma solução 0,30 M de CH3COOH. 
19. (4.71) Descreva as etapas envolvidas na diluição de uma solução de concentração conhecida.
20. (4.73) Descreva como preparar 1,00 L de uma solução 0,646 M de HCl, a partir de uma solução 2,00 M de HCI.
21. (4.74) Adicionou-se água a 25,0 mL de uma solução 0,866 M de KN03, até que o volume da solução fosse exatamente 500 mL. Qual é a concentração da solução final?
22. (4.66) Suponha que você tenha 505 mL de uma solução 0,125 M de HCl e quer diluir para ter uma solução 0,100 M. Qual quantidade de água deve ser adicionada? Suponha que os volumes se adicionam.
Análises Gravimétricas
23. (4.79) Descreva as etapas principais de uma análise gravimétrica. Como esse tipo de análise nos ajuda a determinar a identidade ou a pureza de um composto se a sua fórmula for conhecida?
24. (4.81) Um volume de 30,0 mL de uma solução 0,150 M de CaCl2 é adicionado a 15,0 mL de uma solução 0,100 M de AgN03. Qual é a massa em gramas do precipitado de AgCl formado?
25.(4.84) A concentração de íons Cu2+ na água (que também contém íons sulfato) que sai de determinada instalação industrial é estabeleci da pela adição de excesso de solução de sulfeto de sódio (N2S) a 0,800 L de água. A equação completa é Na2S(aq) + CuSO4(aq) → Na2SO4(aq) + CuS(s). Escreva a equação iônica simplificada e calcule a concentração molar de Cu2+ na amostra da água ao se formarem 0,0177 g de CuS sólido.
Titulações Ácido-Base
26. (4.85 Descreva as etapas envolvidas em uma titulação ácido-base. Por que essa técnica detém tanto interesse prático?
27.(4.87) Utilizam-se 18,68 mL de solução de KOH para neutralizar 0,4218 g de hidrogenoftalato de potássio. Qual é a concentração (em molaridade) da solução de KOH? Escreva a equação da reação.
28. (4.91) Que volume (em mL) de uma solução 1,420 M de NaOH é necessário para titular as seguintes soluções: (a) 25,00 mL de uma solução 2,430 M de HCI. (b) 25,00 mL de uma solução 4,500 M de H2S04. (c) 25,00 mL de uma solução 1,500 M de H3P04.
29. (4.92) Que volume de uma solução 0,500 M de HCl é necessário para neutralizar as seguintes soluções: (a) 10,00 mL de uma solução 0,300 M de NaOH. (b) 10,00 mL de uma solução 0,200 M de Ba(OH)2.
30. (4.103) Classifique as reações seguintes de acordo com os tipos discutidos neste capítulo:
Exercícios de Química Geral 
(a) Cl2 + 20H → Cl- + CIO + H2O		(b) Ca2+ + CO32- → CaC03 	
(c) NH3 + H+ → NH4+				(d) 2CCl4 + CrO42- →2COCl2 + CrO2Cl2 + 2Cl- 		
(e) Ca + F2→ CaF2 	(f) 2Li + H2 → 2LiH	(g) Ba(NO3)2 + Na2S04 → 2NaN03 + BaS04		
(h) CuO + H2 → Cu + H2O			(i) Zn + 2HCl → ZnC2 + H2
(j) 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3