Lista 2 - Química Inorgânica

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VQI – 00007/Química Inorgânica 
Lista de Exercícios 2 
 
1. Com relação à molécula de H2
+
, prove que, no formalismo da Teoria dos Orbitais Moleculares, as funções de 
onda ligante e antiligante assumem as formas I e II, respectivamente: 
 
(I) ligante (II) anti-ligante 
 
Dica: refazer a dedução indicada na referência sugerida (Molecular Orbital Theory, Ballhausen), notando que na 
função de onda proposta, c1 = ±c2 
 
 
 
2. Considerando a estrutura do sal-gema e as distâncias e cargas em torno do íon central: 
i) mostre que os primeiros seis termos da série de Madelung para o Na
+
 são: 
 
 
 
ii) faça um gráfico desta série, em função do número de esferas de coordenação (da 1ª à 6ª) . 
 
iii) o valor aproxima-se do tabelado (ANaCl : 1.74756)? 
 
3. Estime a energia reticular ΔHreticular do cloreto de césio (CsCl). Discuta as possíveis diferenças entre os 
resultados obtidos. Assuma estrutura cúbica de corpo centrado para o CsCl. 
i) a partir de um ciclo termoquímico, utilizando os seguintes dados: 
 
ii) Utilizando a equação de Born-Mayer: 
 
Onde NA = número de Avogadro, Z
+
 e Z
-
 são as cargas dos íons, ε0 = 8.854x10
-12
J
-1
C
2
m
-1
, d0 é a soma dos 
raios do cátion e do ânion, d = 34.5 pm, A = constante de Madelung 
 
 
 
 
4. A precipitação do Fe(OH)3 discutida neste capítulo é usada para clarificar águas de esgoto, 
pois o óxido hidratado gelatinoso é muito eficiente na co-precipitação de alguns contaminantes e 
no aprisionamento (por adsorção) de outros. A constante de solubilidade do Fe(OH)3 é 1x10
38
. 
Pede-se: (a) Se 6.6 kg de Fe(NO3)3.9H2O forem adicionados a 100 dm
3
 de água, qual o pH final 
da solução e a concentração molar de Fe
3+
. 
 
5. Em um experimento, cujo objetivo era a determinação das concentrações de ácidos em 
amostras aquosas (alíquotas de 50 mL), foram obtidos os seguintes resultados: 
solução† Vtitulante 
(mL)‡ 
[ácido] pH, 
viragem 
HF 2.5 
HCl 11 
CH3COOH 8.2 
†os pKa´s do HF e do CH3COOH são, 
respectivamente, 3.45 e 4.74. 
‡o titulante é solução NaOH 0.1 mol L
-1
 
Complete a tabela. 
 
6. Os potenciais-padrão para as espécies de fósforo em solução aquosa ao pH 0 e pH 14 são 
respresentados pelos seguintes diagramas de Latimer. 
 
(a) Explique a diferença nos potenciais de redução entre os dois valores de pH. 
(b) Calcule, a pH 0, os potenciais de redução para os pares (H3PO4/H3PO2 e H3PO4/PH3). 
(c) Construa um diagrama de Frost mostrando ambos os conjuntos de dados. 
(d) Fosfina (PH3) pode ser preparada pelo aquecimento de fósforo elementar em solução aquosa 
e alcalina. Discuta as possíveis reações e estime suas constantes de equilíbrio. 
(e) elabore diagramas de orbitais moleculares para o íon PO4
3-
 indicando (i) a geometria do íon, 
(ii) as simetrias de orbitais atômicos do P (considere estados 3s 3p e 3d para o átomo de P) e (iii) 
para o átomo e do campo ligante de oxigênios (considere estados 2s 2p para o átomo de O). 
7. Use os seguintes dados experimentais para determinar o E
0
 para o par Cu
2+
/Cu
0
 e. (dica: faça 
um gráfico E/V vs. uma função conveniente da [Cu
2+
]/mol dm
-3
 e correlacione com a equação de 
Nernst para o equilíbrio de redução do Cu
2+
). 
 
[Cu
2+
]/mol dm
-3
 0.001 0.005 0.010 0.050 
E/V 0.252 0.272 0.281 0.302 
. 
8. Algumas bactérias anaeróbias utilizam outros agentes oxidantes que não o O2 como fonte de 
energia. Por exemplo: SO4
2-
, NO3
-
 e Fe
3+
. Uma das semirreações é 
FeO(OH)(s) + HCO3
-
(aq) + 2H
+ 
(aq) + é FeCO3(s) + 2H2O(l) E
0
 = +1.67V 
 
Que massa de Fe produzirá a mesma variação da energia de Gibbs que 1.00g de oxigênio? 
9. Calcule o potencial de redução a 25
o
C para a conversão do MnO4
-
(aq) a MnO2(s) em meio 
aquoso com pH = 9.00 e [MnO4
-
(aq)] = 1 mol L
-1
, sabendo que E
0
(MnO4
-
/MnO2)=1.96 V. 
Elabore diagramas de orbitais moleculares para o íon MnO4- e MnO2, seguindo procedimento 
análogo ao pedido do exercício 3. Considere geometrias tetraédrica e octaédrica, 
respectivamente, e orbitais 3d 4s 4p para o íon central de Mn. 
10. Os potenciais-padrão a 25
o
C para o Índio e o Tálio em meio aquoso (e pH 0) são dados 
abaixo. Construa diagramas de Frost para os dois elementos e discuta as estabilidades relativas 
das espécies. 
 
11.A possibilidade de vazamento de resíduos de Pu de usinas nucleares é um problema ambiental 
sério. Calcule a constante de solubilidade do Pu(OH)4, baseado nos potenciais abaixo, que foram 
medidos em soluções ácidas ou básicas. 
 
12. Sabendo que o potencial-padrão para o par Ag+_/Ag couple é 0.80 V, calcule o potencial do 
par AgCl/Ag,Cl sob condições de [Cl
-
] = 1.0 mol dm
-3
, . Dados: Ksp(AgCl) = 1.77x10
-10
. 
 
13. Calcule a constante de equilíbrio para a reação 
 
Au
+
(aq) + 2 CN
-
 [Au(CN)2]
-
(aq) 
A partir dos potenciais-padrão mostrados abaixo. 
 
14. Adicionando-se NaOH a uma solução aquosa contendo íons Ni
2+
 resulta na precipitação do 
hidróxido do metal. O potencial-padrão para o par Ni
2+
/Ni é 0.26 V e o produto de solubilidade 
do hidróxido é 1.5x10
-16
. Calcule o potencial de eletrodo para o par Ni
2+
/Ni em pH 14. 
 
15. Com relação ao diagrama de Latimer abaixo para o cloro: 
 
 
a) refaça o diagrama de Latimer para as situações de pH = 7 e pH = 14. 
b) construa (com o auxílio de uma planilha Excel ou Origin) um diagrama de Frost para pH = 7 e 
pH = 14. 
c) Discuta (i) qual é a consequência de se dissolver Cl2 em solução aquosa básica, (ii) o fato de 
HClO3 não disproporcionar em solução aquosa (ácida) é um fenômeno termodinâmico ou 
cinético? 
 
16. Utilizando o seguinte diagrama de Latimer, que mostra os potenciais-padrão de espécies 
contendo enxofre em meio ácido (pH = 0), calcule o potencial para o par HSO4
-
(aq)/S8(s). 
 
 
17. Utilizando os seguintes potenciais de de redução em meio ácido E° (Pd
2+
/Pd) = 0.915 V e E° 
([PdCl4]
2-
/Pd) = 0.50 V, calcule a constante de equilíbrio da reação: 
 
Pd
2+
(aq) + 4 Cl
-
 [PdCl4]
2-
 
 
Dado: [HCl(aq)] = 1 mol L
-1
.