QUI102_Ex_01_Lucas_Paceli_Cap1_2_3_4

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Nome: Lucas Paceli Moreira Ferreira 
Matrícula: 2019003127
Professor: Filiberto Gonzales Garcia
Disciplina - Turma: QUI102 – Química Geral – T01
Exercícios: Cap. 1 - Ligação química
1 - Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsCI, e CaO. Fundamente sua resposta.
R: 	Dados: 
Com esses dados, podemos observar que o CaO é quem possui a maior energia de rede, e que o NaF e o CsCl possuem a mesma carga, sendo assim, a partir da equação de energia de rede, aquele que possui menor distância entre os núcleos terá maior energia de rede. Então, analisando a tabela periódica, percebe-se que Cs e F possuem um raio menor que Cl e, logo, tem a maior energia de rede, sendo assim, ordenamos os compostos iônicos em ordem crescente temos:
CsCl < NaF < CaO
2 - Determine o íon normalmente formado para os seguintes átomos: a) Sr, b) S, c) Al.
R:
a) Sr → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 → Sr 2+
b) S → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 → S2-
c) Al → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 → 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.
R:
a) A diferença entre a eletronegatividade do cloro e do boro é de 3 – 2 = 1, entre o cloro e o carbono é de 3 – 2,5 = 0,5. Assim, a ligação entre boro e cloro é mais polar, pois o Cloro é mais eletronegativo e está na parte direita da tabela periódica, onde se encontram os elementos com cargas mais negativas e o Boro está na esquerda da tabela periódica, onde se encontram os elementos com cargas mais positivas.
b) O Flúor é mais eletronegativo que o Cloro, sendo assim sua ligação com o Fósforo é mais polar do que a ligação do Fósforo com cloro. Fazendo uma pequena análise a partir da tabela periódica, o Flúor por estar na direita da tabela, tem carga parcial negativa.
4 - Qual dos seguintes compostos deve ser esperada a menor distância de ligação entre os átomos de enxofre e oxigênio, SO3 ou SO32-? Explique sua resposta.
R:
	O Enxofre e o oxigênio possuem a mesma quantidade de elétrons no nível de valência, a molécula de SO3 possui uma estrutura de ressonância (S=O), logo, cada distância de ligação S-O estará a 1/3 do caminho de uma ligação simples e uma dupla, ou seja, serão mais curtas que as ligações duplas. No caso da molécula de SO32-, todas as ligações serão simples, pois a doação desses dois elétrons permite que as ligações S-O sejam todas simples e, portanto, serão mais longas em relação as do SO3. Logo, as distâncias de ligações de SO3 serão menores.
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?
R:
	Os elétrons de valência são aqueles que estão na última camada de valência da distribuição eletrônica dos átomos, responsáveis pelas ligações químicas. Para o nitrogênio, por pertencer a família 5A na tabela periódica, ele possui 5 elétrons de valência, pode ser notado também o fato pela sua distribuição eletrônica, que é dada por 1S2 2S2 2p3. O átomo com distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 possui na última camada (3s2) 2 elétrons 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.
R: 
	Uma ligação covalente é o tipo de ligação que possui compartilhamento de um ou mais pares de elétrons, mantendo a molécula unida. Podemos citar o exemplo do H2O (Água), CH4 (Metano), O2 (Oxigênio). Por possuir um ponto de ebulição baixo, -33°C, muito provavelmente a substância XY é uma substância covalente, já que as ligações iônicas possuem pontos de ebulição muito elevados devido à grande força presente em suas ligações e nesse caso a temperatura é muito baixa.
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 na forma de um desenho para explicar estas observações.
R: 
	Uma das principais consequências do efeito ressonância, é que o benzeno não pode ser representado por uma forma real utilizando a estrutura de Lewis, pois possui mais de uma possibilidade de onde ficara a ligação dupla. Assim, por meio de experimentos, nota-se que a ligação de ressonância está entre uma ligação simples e uma dupla. Por ser uma ligação de ressonância ela é mais curta que a simples, mas não tão curta em relação a dupla. Assim pode-se explicar o comprimento entre os átomos de carbono no benzeno.
Exercícios Adicionais
1 - Defina o termo ligação química. Quantos tipos de ligação química você conhece. Ponha exemplos para cada uma delas.
R: 
	Ligações químicas são uniões entre átomos para formarem moléculas. Dentre essas ligações existem ligações iônicas, ligações covalentes e ligações metálicas.
2 - Defina o conceito de energia reticular.
R:
	Energia reticular ou energia de rede é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto solido iônico em seus íons gasosos.
3 - Porque os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão quando comparados com compostos de outra natureza de ligação.
R: 
	Por serem ligações de grande força, as ligações iônicas possuem um ponto de fusão muito elevado em relação as outras ligações. Esta força se deve entre as diferenças de cargas nos íons, ânions e cátions, o que torna a ligação muito mais forte. Para o caso da ligação covalente, a ligação é feita pelo compartilhamento de elétrons, já que nenhum dos átomos da molécula podem perder elétrons e muito menos ganhar elétrons de outros átomos.
4 - Porque no estado fundido os compostos iônicos são condutores da eletricidade. Explique.
R: 
	Porque quando está dissolvido ele libera elétrons. Estes elétrons livres permitem a passagem de eletricidade com grande facilidade, tornando o composto um condutor de eletricidade.
5 - Porque os metais conduzem a eletricidade e o calor. Explique como ocorre a condução da eletricidade e do calor.
R: 
	A condutividade elétrica dos metais está relacionada com a quantidade de elétrons livres que os meteis possuem, a condutividade ocorre pela movimentação de elétrons num campo elétrico. A condutividade térmica de um metal ocorre com a vibração dos núcleos, que nos metais estão soltos facilitando a vibração dos núcleos, esta vibração induz a vibração de outros núcleos próximos transmitindo o calor pelo metal.
6 - Mencione pelo menos duas propriedades dos compostos iônicos e dos metais. Justifique sua resposta utilizando o conceito para cada caso.
R: 
· Compostos Iônicos
· Alta temperatura de fusão e ebulição: Devido à grande força da ligação, eles precisam de muita energia para se dissociar, fazendo assim que tenha pontos de fusão e ebulição elevados.
· Péssimos condutores de eletricidade: Eles não apresentam as qualidades estruturais necessárias para conduzirem eletricidade.
· Compostos Metais
· Alta condutividade térmica: Devido aos núcleos serem livres.
· Ótimos condutores elétricos: Devido à grande quantidade de elétrons livres.
Exercícios: Cap. 2 - Estequiometria, cálculo com fórmulas e equações químicas
1 - Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo (31). Que massa de tricloreto de fosforo é formada?
R: 
Fazendo uma regra de três simples, obtemos,
1 mol de P4 ---------- 124 g de P4
x mol de P4 ---------- 1,45 g de P4
x = 0,0117 [mol]
Assim, temos,
1 mol de P4 ---------- 0,0117 mol de P4
6 mol de Cl2 ---------- y mol de Cl2 
y = 0,0702 mol de Cl2
Tendo esse valor obtido, calculou-se o valor de massa de Cl2, obtendo,
1 mol de Cl2 ---------- 71 g de Cl2
0,0702 mol de Cl2---------- z g de Cl2
z = 4,98 g de Cl2
Dessa forma, obtemos uma massa de tricloreto de fósforo de,
PCl3 = P4 + Cl2
PCl3 = 1,45 + 4,98
PCl3 = 6,43 g 
2 - O metanol utilizado como combustível pode ser produzido pela reação entre o monóxido de carbono com hidrogênio.
CO (g) + 2H2 → 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?
R: 
a) 
Temos que, 
1 mol CO ---------- 28 g de CO
x mol de CO ---------- 356 g de CO
x = 12,7 mol de CO
1 mol de H2 ---------- 2 g de H2
y mol de H2 ---------- 65 g de H2
y = 32,5 mol de H2
Dessa forma, temos que, 
b) 		 		
Fazendo regra de três simples, temos que,
1 mol de CH3OH ---------- 32 g CH3OH
12,7 mol de CH3OH ---------- x g de CH3OH
x = 406,4 g de CH3OH
c) 				mH2 = 32,5 mol
Para o excesso, temos que.
Excesso = mH2 – 25,4 = 32,5 – 25,4 = 7,1 mol de H2
Com isso, temos, 
1 mol de H2 ---------- 2 g de H2
7,1 mol de H2 ---------- x g de H2
x = 14,2 g de H2 
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.
R: 
C7H6O3 (s) + C4H6O3 (l) → C9H8O4 (s) + CH3CO2H (l)
 ac. salicílico an. acético aspirina ac. acético
Sabemos que,
Com isso, temos que, pela regra de três simples, obtemos,
138 g de C7H6O3 ---------- 1 mol de C7H6O3
14,4 g de C7H6O3 ---------- x mol de C7H6O3
x = 0,104 mol de C7H6O3
Assim, sabe-se que,
0,104 mol de C7H6O3 → 0,104 mol de C9H8O4
Logo, fazendo outra regra de três simples, temos,
1 mol de C9H8O4 ---------- 180 g de C9H8O4
0,104 mol de C9H8O4 ---------- y g de C9H8O4
y = 18,72 g de C9H8O4
Para obter o rendimento percentual dessa reação, temos,
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) + 2HNO3 (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 0,583 g de mineral tenha produzido 0,628 g de precipitado (PbSO4). Qual a porcentagem em massa de PbCO3 no mineral.
R: 
Temos que,
Pb(NO3)2 (aq) + 2H2SO4 (aq) → PbSO4 (s) + 2HNO3 (aq)
Com isso, obtemos,
1 mol de PbSO4 ---------- 303,3 g de PbSO4
x mol de PbSO4 ---------- 0,628 g de PbSO4
x = 0,00207 mol de PbSO4
Tem-se, portanto, 
0,00207 mol de PbSO4 → 0,00207 mol de PbCO3
Logo, 
1 mol de PbCO3 ---------- 267,2 g de PbCO3
0,00207 mol de PbCO3 ---------- y g de PbCO3
y = 0,553 g de PbCO3
Deste modo, a porcentagem em massa de PbCO3 no mineral é dada por, 
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.
R: 
Dividindo todos os valores pelo menor obtido, temos que, 
C = 1, H = 1,34 e O = 1
As moléculas contêm somente os números inteiros dos átomos e um dos átomos não está com o número inteiro, para isso, basta multiplicar cada número por um fator correto de modo que todos os números possam ser levados a números inteiros, esse fator é o 3, obtendo assim,
C = 3, H = 4 e O = 3
Tendo a fórmula mínima do ácido ascórbico igual a: C3H4O3
	
6 - O hidróxido de Lítio(7) 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.
R: 
Temos que,
2LiOH (s) + CO2 (g) → Li2CO3 (s) + H2O (l)
Desse modo, temos que, aplicando uma regra de três simples, obtemos,
1 mol de LiOH ---------- 23,9 g de LiOH
x mol de LiOH ---------- 1,00 g de LiOH
x = 0,0418 mol de LiOH
Sabe-se que,
0,0418 mol de LiOH → 0,0209 mol de CO2
Logo, tem-se que,
1 mol de CO2 ---------- 44 g de CO2
0,0209 mol de CO2 ---------- y g de CO2
y = 0,92 g de CO2
7 - Considere a seguinte reação:
2Na3PO4 (aq) + 3Ba(NO3)2 (aq) Ba3(PO4)2 (s) + 6NaNO3
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. Na23, Ba137, P31.
R: 
Temos que,
Com esses valores, calculamos,
1 mol de Na3PO4 ---------- 164 g de Na3PO4
x mol de Na3PO4 ---------- 3,50 g de Na3PO4
x = 0,0213 mol de Na3PO4
1 mol de Ba(NO3)2 ---------- 261 g de Ba(NO3)2
y mol de Ba(NO3)2 ---------- 6,40 g de Ba(NO3)2
y = 0,0245 mol de Ba(NO3)2
Para calcular o limitante, temos que,
Assim, Ba(NO3)2 é o limitante.
Sabe-se que,
0,0245 mol de Ba(NO3)2 → 0,00817 mol de Ba3(PO4)2
Logo, tem-se que pode ser formado, 
1 mol de Ba3(PO4)2 ---------- 601 g de Ba3(PO4)2
0,00817 mol de Ba3(PO4)2 ---------- z g de Ba3(PO4)2
z = 4,91 g de Ba3(PO4)2
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?
R: 
É utilizado a Lei de Conservação das Massas de Lavoisier. Os índices inferiores não podem ser alterados pois indicam a quantidade de determinado átomo na molécula, ou seja, ao altera-la estaríamos trocando o reagente. Os símbolos são os seguintes: Gases (g); Líquidos (l); Sólidos (s); Soluções aquosas (aq).
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)
2Al (s) + 3Cl2 (g) → 2AlCl3 (s) → [combinação]
b) C2H4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)
C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 2H2O (g) → [combustão]
c) Li (s) + N2 (g) → Li3N (s)
6Li (s) + N2 (g) → 2Li3N (s) → [combinação]
d) PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g)
PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g) → [decomposição]
e) C7H8O2 (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)
C7H8O2 (l) + 8O2 (g) → 7CO2 (g) + 4H2O (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 0,0750 g de cloreto de alumínio?
R: 
Temos que,
Sulfato de alumínio → Al2(SO4)3
Com esses dados, obtemos para a massa do sulfato de alumínio,
1 mol de Al2(SO4)3 ---------- 342 g de Al2(SO4)3
0,00250 mol de Al2(SO4)3 ---------- x g de Al2(SO4)3
x = 0,855 g de Al2(SO4)3
Para a quantidade de matéria de íons cloreto, temos que,
Cloreto de alumínio → AlCl3
Assim, obtemos,
1 mol de AlCl3 ---------- 133,5 g de AlCl3
y mol de AlCl3 ---------- 0,0750 g de AlCl3
y = 0,000562 mol de AlCl3
Tendo o valor descoberto, calculou-se o valor da quantidade de matéria de íons cloreto, obtendo, portanto,
AlCl3 → Al+ + 3Cl-
0,000562 mol de AlCl3 → 0,00169 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):
3NaHCO3 (aq) + H3C6H5O7 (aq) → 3CO2 (g) + 3H2O (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?
Temos que, 
R: 
a) 
Para o bicarbonato de sódio, temos que,
1 mol de NaHCO3 ---------- 84 g de NaHCO3
x mol de NaHCO3 ---------- 1,00 g de NaHCO3
x = 0,0119 mol de NaHCO3
Para o ácido cítrico, temos que,
1 mol de H3C6H5O7 ---------- 192 g de H3C6H5O7
y mol de H3C6H5O7 ---------- 1,00 g de H3C6H5O7
y = 0,00521 mol de H3C6H5O7
Para determinar o limitante, temos,
b) 
Sabe-se que,
0,0119 mol de NaHCO3 → 0,0119 mol de CO2
Logo, tem-se que,
1 mol de CO2 ---------- 44 g de CO2
0,0119mol de CO2 ---------- z g de CO2
z = 0,524 g de CO2
c) 
Temos que para o excesso, 
Com isso, obtemos,
1 mol de H3C6H5O7 ---------- 192 g de H3C6H5O7
0,00124 mol de H3C6H5O7 ---------- w g de H3C6H5O7
w = 0,238 g de H3C6H5O7
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.
R: 
a) Reações de combinação são aquelas nas quais dois ou mais reagentes se combinam para formar um novo composto químico. 
Exemplo: Al (s) + Cl2 (g) → AlCl3 (s)
b) Reações de decomposição se referem a reações em que um composto se divide em duas ou mais substâncias. 
Exemplo: PbCO3 (s) → PbO (s) + CO2 (g)
c) Reação de combustão indica uma reação exotérmica entre um gás e uma substância em que a liberação de luz e calor. 
Exemplo: C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 2H2O (g)
2 - Que evidências podem ser observadas quando reagentes são convertidos em produtos? Mencione pelo menos três delas.
R: 
	Na maioria das vezes pode observar-se a formação de precipitado, se a mudança de cor ou se houve liberação de gases.
3 - Que são os coeficientes estequiométricos? Coloque um exemplo usando uma reação química.
R: 
	São os coeficientes que garantem a mesma quantidade de matéria em ambos os lados de uma reação. 
Exemplo: C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 2H2O (g) 
4 - Que você entende pelo termo estequiometria? Que conceito a lei está relacionada com esta parte da química.
R: 
	Estequiometria está diretamente relacionada com a Lei de Conservação das Massas de Lavoisier, pois se trata do balanceamento que garante a mesma quantidade de matéria em ambos os lados de uma reação química.
5 - Qual é o conceito do termo “mol”?
R: 
	Mol é uma quantidade padronizada que indica quantos átomos de carbono são necessários para se obter uma massa igual a 12 gramas.
6 - Qual é o conceito da lei que justifica a fórmula de um composto químico?
R: 
	A fórmula de um composto é justificada pelo conceito das ligações iônicas, que determinam quais são e como se dão as ligações entre os elementos químicos.
7 - Em que consistem os termos reagente limitante, e reagente em excesso?
R: 
	Partindo de uma reação balanceada obtemos a relação exata entre os reagentes, caso essa proporção não seja respeitada durante um experimento, um dos reagentes será limitante, que mesmo sendo completamente consumido ainda sobrará o outro reagente, que por sua vez será classificado como em excesso.
Exercícios: Cap. 3 - Ácidos e bases
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-?
R: 
a) as bases conjugadas são:
HClO4 menos um próton (H+) é ClO4-
H2S menos um próton (H+) é HS-
PH4+ menos um próton (H+) é PH3
HCO3- menos um próton (H+) é CO32-
b) os ácidos conjugados são:
CN- mais um próton (H+) é HCN
SO42- mais um próton (H+) é HSO41-
H2O mais um próton (H+) é H3O+
HCO3- mais um próton (H+) é 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.
	R: 
a) 
Temos que,
[H+][OH-] = 1,0 x 10-14
Dessa forma, essa solução é básica, pois [OH-] > [H+].
b) 
Temos que, 
Dessa forma, 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.
R: 
a) 
Temos que,
[H+][OH-] = 1,0 x 10-14
Para o pH, temos que,
pH = − log (1,0 ∗ 10−12) = − (−12,00) = 12,00
b) 
Temos que, 
Para o pH, temos que,
pH = − log (5,6 ∗ 10−6) = − (−5,25) = 5,25
4 - Uma amostra de suco de maça que foi espremido recentemente tem pH de 3,76. Calcule [H+].
R: 
	Como o pH está entre 3,0 e 4,0, sabemos que [H+] estará entre 1,0x10-3 e 1,0x10-4 mol/L. Disso, temos:
pH = - log [H+] → 3,76 = - log [H+] → log [H+] = -3,76
Para encontrar a [H+] precisamos determinar o antilog de -3,76. Assim:
[H+] = antilog (-3,76) = 1,7x10-4 [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?
R: 
a) 
NaOH dissocia-se em água para fornecer um íon OH- por fórmula unitária. Dessa forma, a concentração de OH- é igual à concentração declarada de NaOH, ou seja, 0,028 mol/L. Disso temos:
pOH = -log (0,028) = 1,55 
Com o valor de pOH calculado, temos para o pH, 
pH = 14,00 - pOH 
pH = 14,00 – 1,55
pH = 12,45
b) 
Ca(OH)2 é uma base forte que se dissocia em água para fornecer 2 íons OH- por fórmula unitária. Assim, a concentração de OH- (aq) para a solução deste item é 2 x (0,0011 mol/L) = 0,0022 mol/L. Disso temos:
pOH = -log (0,0022) = 2,66 
Com o valor de pOH calculado, temo para o pH,
pH = 14,00 - pOH 
pH = 14,00 – 2,66
pH = 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. 
R: 
a) 
O equilíbrio de ionização para o ácido fórmico pode ser escrito como sendo,
HCHO2 (aq) ↔ H+ (aq) + CHO2- (aq)
A expressão da constante de equilíbrio é Ka:
A partir do pH medido, podemos calcular [H+], sendo:
pH = -log [H+] → log [H+] = -2,38 → [H+] = antilog(-2,38) = 4,2x10-3 mol/L
Podemos agora inserir as concentrações no equilíbrio na expressão para Ka, sendo que [K+] é igual a [CHO2-], logo:
b) 
A porcentagem de ácido que ioniza é dada pela concentração de H+ ou CHO2- no equilíbrio, dividida pela concentração inicial do ácido, multiplicada por 100% é igual a:
7 - Calcule a concentração de OH- em uma solução de 0,15 mol L-1 de NH3.
R: 
Temos que, 
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4 (aq) + OH- (aq)
A expressão da constante de equilíbrio é Kb:
Com base na expressão acima e sabendo que NH4+ é igual OH-, temos que,
Como Kb é pequeno, pode-se desprezar a pequena quantidade de NH3 que reage com a água, em comparação à concentração total de NH3, isto é, podemos desprezar x em relação a 0,15 mol/L. Ficando com:
Resolvendo, temos que,
x = [NH4+] = [OH−] = 1,6 x 10−3 [mol/L]
8 - Determine se o sal Na2HPO4 formará uma solução ácida ou básica ao se dissolver na água.
R: 
	A análise se a solução é ácida ou básica deve se ater ao comportamento do íon HPO42- . Precisa-se considerar o fato de que HPO42- pode agir como ácido ou como base, para isso, temos que:
HPO42- (aq) ↔ H+ (aq) + PO43- (aq) (1)
HPO42- (aq) + H2O ↔ H2PO4- (aq) + OH- (aq) (2)
A reação com maior constante de ionização determinará se a solução é ácida ou básica. O valor de Ka para a Equação (1), é 4,2 x 10-13. Dessa forma, calculou-se o valor de Kb para a Equação (2) a partir do valor de Ka para seu ácido conjugado, H2PO4-. Assim tem-se:
Ka x Kb = Ku
Determinado Kb para a base HPO42-, sabendo o valor de Ka para o ácido conjugado H2PO4-, obtendo assim,
Ka(HPO42-) x Kb(H2PO4-) = Ku = 1,0 x 10-14 [mol/L]
Sendo assim, em virtude de Ka para H2PO4- ser 4,2 x 10-8, tem-se que Kb para HPO42- é 1,6 x 10-7. Isso é mais do que 10 vezes maior que para HPO42-, assim, a reação mostrada na Equação (2) predomina sobre a da Equação (1), sendo o sal Na2HPO4 uma solução básica.
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.
R: 
a) 
De acordo com a definição de Arrhenius, um ácido quando dissolvido em água aumenta [H+]. De acordo com a definição de Bronsted-Lowry, um ácido é capaz de doar H+, independentemente do seu estado físico. A definição de Arrhenius de um ácido está confinado a uma solução aquosa. A definição de Bronsted-Lowry se aplica a qualquer estado físico.
b) 
HCI é o ácido B-L (Bronsted-Lowry), ele doa um H+ para NH3 formando NH4+. NH3 é a base B-L, pois aceitao H+ do HCI.
10 - Qual é o significado do termo auto ionização? Explique por que água pura é uma má condutora de eletricidade. Diz-se que uma solução aquosa é ácida. O que significa essa declaração?
R: 
	A auto ionização é a ionização de uma molécula neutra em um ânion e um cátion. A expressão de equilíbrio para a auto ionização da água é H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq). A água pura é um mal condutor de eletricidade porque ela contém poucos íons. Se uma solução for ácida, ela contém mais íons H+ do que OH-.
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?
R: 
	Um ácido forte é completamente ionizado em solução aquosa e também é um eletrólito forte. Em uma solução rotulada como 0,500 mol L-1, temos que [H+] = 0,500 [mol/L]. Para as espécies acima, são fortes o HCl, o HBr e o HI.
Exercícios: Cap. 4 - Propriedades das soluções
1 - Determine se cada uma das seguintes substâncias apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (CCl4) ou em água: C7H16; NaSO4; HCl; e I2.
R: 
· Sabe-se que C7H16 é um hidrocarboneto, portanto, é molecular e apolar; 
· NaSO4 é um composto que contém um metal e não-metais, é iônico; 
· HCl é uma molécula diatômica que contém dois não-metais que diferem em eletronegatividade, é polar; 
· I2 é uma molécula diatômica com átomos de eletronegatividade igual, é apolar.
Dessa forma, pode-se dizer que C7H16 e I2 seriam mais solúveis no apolar tetracloreto de carbono (CCl4) do que na polar água (H2O), ao passo que a água seria um solvente melhor para NaSO4 e HCI.
2 - Uma solução é preparada dissolvendo-se 13,5 g de glicose (C6H12O6) 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 mg de Zn2+. Qual a concentração de Zn2+ em partes por milhão?
R: 
	Foram dadas a massa em gramas de soluto (13,5 g) e a massa em gramas de solvente (0,100 kg = 100 g). Calculou-se a porcentagem em massa usando a seguinte equação:
Tendo isso, a massa de soluto dessa solução em porcentagem é dada pela soma da massa do soluto (glicose) e a massa do solvente (água), logo,
Foram dados a massa em miligramas de soluto. Sabendo que 1 mg se equivale a 10-3 g, logo, 5,4 mg = 5,4 x 10-3 g. Calculamos as partes por milhão usando a seguinte equação:
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.
R: 
a) 
Para calcular a fração em quantidade de matéria de HCl, convertemos as massas de HCl e H2O em quantidade de matéria, sendo:
Com isso, temos que para a quantidade de matéria de HCl na solução é,
b) 
Para calcular a molalidade de HCl na solução, usamos a seguinte equação, sabendo que já calculamos a quantidade de matéria de HCl no item (a) e a massa do solvente é 64 g = 0,064 Kg, temos que:
4 - A água e o glicerol (CH2(OH)CH(OH)CH2OH) são miscíveis em todas as proporções. O que significa isso? Compare como o grupo OH em cada álcool contribui para essa miscibilidade?
R: 
 Significa que se misturam e se solubilizam completamente, independente das suas proporções. O grupo OH do álcool auxilia, pois é capaz de formar pontes de hidrogênio com a água. Como as interações do tipo pontes de hidrogênio são interações muito fortes, estes líquidos são completamente solúveis.
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.
R: 
a) Fazendo uma regra de três simples, obtemos:
1 mL ---------- 1,329 g
x mL ---------- 571,6 g 
x = 430,10 mL
Para descobrir a porcentagem em massa, temos que,
430,10 mL ---------- 1000 mL
 y mL ---------- 100 mL (representa 100%)
	y = 43,01 % de H2SO4	
	
b) 
Para calcular a fração em quantidade de matéria de H2SO4, convertemos as massas de H2SO4 e H2O em quantidade de matéria, sendo:
Com isso, temos que para a quantidade de matéria de H2SO4 na solução é,
c) Para calcular a molalidade de H2SO4 na solução, usamos a seguinte equação, sabendo que a quantidade de matéria de H2SO4 é 571,6 g e a massa do solvente é 428,4 g = 0,4284 Kg, temos que:
d) Com isso, temos que para a quantidade em concentração de matéria de H2SO4 na solução é,
7 - Defina os termos solução, colóides e dispersão. Coloque pelo menos um exemplo para cada termo.
R: 
· Solução: é qualquer mistura homogênea. 
Exemplo: Refrigerantes, bronze, ar atmosférico.
· Colóides: são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 nanômetro e 1 micrometro, partículas estas que podem ser átomos, íons ou moléculas.
Exemplo: Espuma de barbear, chantilly, gelatina.
· Dispersão: é qualquer disseminação de uma substância ao longo de todo o volume de outra substância.
Exemplo: Os colóides e as soluções são exemplos de dispersões.
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 às situações a nível molecular. Coloque pelo menos um exemplo para cada situação.
R: 
 Pressão, temperatura, polaridade e pH afetam a solubilidade de uma substância sólida em um líquido. Conforme a temperatura aumenta, menor é a solubilidade do gás em um líquido, conforme a pressão aumenta, maior é a solubilidade do gás, o gás só é solúvel no solvente de mesma polaridade e o pH afeta o equilíbrio da reação, o que pode afetar tanto positiva quanto negativamente a solubilidade.
Exemplo: pH: Ca(OH)2 (s) → Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
Pelo princípio de Le Chatelier, verifica-se que ao aumentar a concentração de íons OH (aumentando o pH) na solução, o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de Ca(OH)2 sólido, reduzindo, então, a solubilidade deste. Por outro lado, ao aumentar a concentração de íons H+ (diminuindo o pH) vamos reduzir a concentração de íons OH- em solução, pelo que a solubilidade aumenta.
· Temperatura: Conforme temperatura aumenta, diminui a solubilidade do O2 na água.
· Pressão: Quando se abre um refrigerante, a pressão diminui e menos gás consegue ficar dissolvido, por isso o aparecimento de bolhas.
· Polaridade: Solutos polares se solubilizam apenas em solventes polares. Solutos apolares se solubilizam apenas em solventes apolares.