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    Lista 1 qui102 Lista 1 qui102 Document Transcript

    • 1ª Lista de Exercícios de Química Geral Prof. Anto. Gerson B. da Cruz - QUI 102/ECO – 2009/2 1. Sugira uma maneira de determinar se o líquido incolor em um béquer é água. Caso seja, ela contém sal dissolvido? Como você poderia descobrir? 2. Uma amostra de potássio reage com água para formar hidrogênio e um composto hidróxido de potássio em solução. (a) Quais estados da matéria estão envolvidos nessa reação? (b) A mudança observada é uma mudançca química ou física? (c) Quais são os reagentes nessa reação e quais são os produtos? (d) Quais observações quantitativas podem ser feitas a respeito da reação? 3. Projete uma experiência na qual você possa separar os componentes de uma mistura contendo areia, sal, benzeno e água. 4. Defina os seguintes termos: (a) matéria (b) massa (c) peso (d) substância (e) mistura. 5. Qual a diferença entra propriedade intensiva e propriedade extensiva? 6. Classifique as seguintes misturas como homogêneas ou heterogêneas: 7. benzeno, etano e etileno são 3 entre os inúmeros hidrocarbonetos. Mostre que os dados a seguir são condizentes com a lei das proporções múltiplas. Composto Massa de C em 5,00 g Massa de H em 5,00 g Benzeno 4,61 g 0,39 g Etano 4,00 g 1,00 g Etileno 4,29 g 0,71 g 8. Qual é a diferença entre número atômico e numero de massa? 9. O que é um Isótopo? 10. O magnésio tem isótopos naturais. 24Mg (23.985 uma) com 78,99% de abundancia, 25 Mg (24,986 uma) com 10,00% de abundancia e um terceiro com 11,01 % de abundância. Calcule a massa do terceiro isótopo. 11. Qual das seguintes misturas são homogêneas? (a) ouro 18 (c) suco de tomate (b) vidro (d) ar liquefeito 12. Qual a diferença entre átomo e molécula? Exemplifique cada um. 13. Quantos prótons e elétrons há em cada um dos seguintes íons? (a) Be2+ (c) Se2- (b) Rb+ (d) Au3+ 14. O germânio tem 5 isótopos naturais: Ge (20,5% - 69,924 u), 72Ge (27,4% - 71,922 u), 70 73 Ge (7,8% - 72,923 u), 74Ge (36,5% - 73,921 u) e 76Ge (7,8% - 75,921 u). Qual a massa atômica do germânio? 15. Dê o nome dos seguintes compostos: (a) NaBrO3 (c) H3PO4 (b) H3PO3 (d) V2O5 16. Telúrio, um elemento do grupo 6A, forma os oxiânions TeO42- e TeO32-. Quais são os prováveis nomes destes íons? 17. Qual foi a massa em unidades de massa atômica de um átomo de 40Ca antes de 1961 se a massa na escala atual é de 39,9626 u? 1
    • 18. O hidrogênio tem três isótopos (1H, 2H e 3H), e o cloro tem dois isótopos (35Cl e 37Cl). Quantos tipos de moléculas de HCl existem? Escreva a Formula para cada e diga quantos prótons, elétrons e nêutrons cada um tem. 12. Zinco tem massa atômica A = 65,39 u e tem cinco isótopos naturais: 64Zn (48,63% - 63,929 u), 66Zn (27,90% - ? u), 67Zn (4,10% - 66,927 u), 68Zn (18,75% - 67,925 u) e 70Zn (0,62% - 69,925 u). Qual a massa do isótopo 66Zn?   13. A citosina, um constituinte do DNA pode ser representada pela Formula C4H5N3O. Se 0,001 mol de citosina é submetido a uma análise por combustão, quantos moles de CO2 e de H2O devem ser formados?   14. Descreva,   sucintamente,   a   evolução   da   teoria   atômica,   desde   Dalton   até   o   átomo   moderno,   dizendo   como   as   partículas   sub-­‐atômicas   (elétron,   próton   e   nêutron)   foram  descobertas,  como  os  elétrons  se  comportam  na  eletrosfera,  e  quais  são  as   evidências  experimentais  para  a  quantização  da  energia  do  elétron   15. Quais são os elementos chaves da teoria atômica de Dalton? Quais deles não são consistentes com o ponto de vista moderno do átomo? 16. Como a presença de elétrons na matéria foi confirmada? Como foi determinada sua massa? 17. Descreva o modelo do átomo de Thomson, Rutheford. Como as experiências de Rutheford-Geiger-Marsdem serviram para rejeitar o modelo de Thomson? 18. Dê o símbolo, inclusive a carga correta, para cada um dos seguintes íons: (a) íon bário (b) íon titânio(IV) (c) íon fosfato (d) íon hidrogenocarbonato (e) íon sulfeto (f) íon perclorato (g) íon cobalto(II) (h) íon sulfato 19. Quantos elétrons há em um átomo de estrôncio (Sr)? Um átomo de Sr ganha ou pede elétrons ao formar um íon? Quando o Sr forma um íon, este tem o mesmo número de elétrons de qual dos gases nobres? 20. Dê o nome dos seguintes compostos iônicos: (a) K2S (c) (NH4)3PO4 (b) CoSO4 (d) Ca(ClO)2 21. Dê o nome de cada um dos compostos bibários, não iônicos: (a) NF3 (b) HI (c) BI3 (d) PF5 23. O espectro de absorção do complexo [V(H2O)6]3+ apresenta bandas de transição d-d a 17000 e 26000 cm-1. Em que região do espectro eletromagnético encontram-se estas absorções? 24. Uma energia de 2 x 102 kJ/mol é necessária para fazer com que um átomo de Cs em uma superfície metálica perca um elétron. Calcule o comprimento de onda mais logo possível da luz que pode ionizar um átomo de césio. Em que região do espectro eletromagnético essa radiação é encontrada? 25. Explique por que a existência a existência do espectro de raias dos elementos, melhor do que o espectro contínuo, indica que os elétrons, nos átomos, não se comportam de um modo que possa ser apropriadamente descrito como análogo ao dos planetas, no nosso sistema solar. 26. De acordo com a equação de Balmer para o espectro de linhas do hidrogênio, um valor de n = 3 origina uma linha vermelha a 656,3 nm, um valor de n = 4 uma linha verde a 486,1 nm, e um valor de n = 5 dá uma linha azul a 434,0 nm. Calcule a energia ( em kJ/mol) da radiação correspondente a estas linhas espectrais. 27. Calcule o comprimento de onda (em nanômetros) associado a uma bola de golfe de 1 x 102 g viajando a uma velocidade de 30 m s-1. A que velocidade uma bola de golfe deve viajar para que tenha um comprimento de onda de 5,6 x 10-3 nm? 28. Demonstre matematicamente como a energia e a massa de uma partícula podem ser interconversíveis. 29. Linhas na séria de Brackett do espectro de hidrogênio são causadas pela emissão de energia devido à transição de um elétron de uma camada mais externa para a 4a. camada. As linhas podem ser calculadas pela equação de Balmer-Rydberg: 2
    • 1 ⎡ 1 1⎤ = R⎢ 2 − 2 ⎥ λ ⎣m n ⎦ Onde m = 4, R = 1,097 x 10-2 nm-1, e n é um inteiro maior do que 4. Calcule o comprimento de onda (em nm) e a energia (em kJ/mol) das primeiras duas linhas na série de Brackett. Em qual região do espectro eletromagnético elas pertencem? 30. Os átomos de rubídio emitem luz vermelha com comprimento de onda = 795 nm. Qual é a diferença de energia (em kJ/mol) entre os orbitais que originam esta emissão? 31. Explique porque o modelo atômico de Bohr é incompatível com o princípio da incerteza de Heisenberg. 32. Use o princípio de incerteza de Heisenberg para calcular a incerteza na posição de uma abelha pesando 0,68 g e viajando a uma velocidade de 0,85 m/s. Considere que a incerteza na velocidade é de 0,1 m/s). 33. A massa de um átomo de He é 4,0026 u, e sua velocidade media a 25 oC é 1,36 x 103 m/s. Qual é a incerteza na posição de um átomo de He se a incerteza na velocidade é de 1%? 34. Um método para calcular a carga nuclear efetiva Zeff, é usar a equação (E)(n 2 ) Z eff = 1312kJ / mol onde E é a energia necessária para remover um elétron de um átomo e n é um numero quântico principal do elétron. Use esta equação para calcular valores de Zeff para os elétrons de maior energia no potássio (418,8 kJ/mol) e kriptônio (E = 1350,7 kJ/mol). 35. Calcule a carga nuclear efetiva Zeff de um elétron 4p do Br (Z = 35), sabendo que para este caso o efeito de blindagem (S) é definido na forma: S = (elétrons no grupo n x 0,35) + (elétrons no grupo (n-1) x 0,85) + (elétrons no grupo (n-2) x 1). 36. Lentes fotocromáticas, que escurecem quando expostas à luz, contem uma pequena quantidade de AgCl(s) incolor embutido no vidro. Quando irradiado pela luz, ocorre a produção de prata metálica e o vidro escurece: AgCl(s) → Ag(s) + Cl. Devido à estrutura rígida do vidro, não ocorre o escape do Cl e a reação é invertida logo que a luz é removida. Se 310 kJ/mol de energia é necessária para promover esta reação, qual o comprimento de onda de luz é necessária? 37. Um de energia de 2,5 x 10-19 J é necessária para produzir efeito fotoelétrico no cromo metálico. (a) Qual a freqüência de luz necessária para remover um elétron do cromo? (b) Luz com comprimento de onda de 2,5 x 10-7 m atinge um pedaço de cromo em um tubo de vidro evacuado. Qual é o mínimo comprimento de onda de de Broglie emitido pelos elétrons? (a energia da luz incidente deve ser conservada; isto é, a energia dos fótons deve ser o soma da energia necessária para ejetar os elétrons mais a energia cinética do elétron. 38. Um certo semi-metal M emite elétrons somente quando é atingido por radiação com uma freqüência mínima de 9,07 x 1014 s-1. Aquecendo um amostra de 0,2 g do semi- metal na presença do ar, o correspondente óxido M2O3 foi obtido. Quando o óxido foi dissolvido em solução aquosa ácida e titulado com KMnO4, 10,7 mL de 0,1 mol/L de MnO4- foi necessário para alcançar o ponto d equivalência. A equação não balanceada é H3MO3(aq) + MnO4-(aq) → H3MO4(aq) + Mn2+ (em ácido) (a) balanceie a equação. (b) Quantos moles de óxido foi formado, e quantos moles de semimetal há nos 0,2 g de amostra? (c) Qual a identidade do semi-metal M? (d) Qual a energia mínima necessária para fazer com que o semi-metal emita elétrons? 39. Classifique cada uma das reações como precipitação, neutralização ou redox. (a) Hg(NO3)2(aq) + 2 NaI(aq) → 2NaNO3(aq) + HgI2(s) (b) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) 3
    • (c) H3PO4(aq) + 3KOH(aq) → K3PO4(aq) + 3H2O(l) 40. Escreva a equação iônica simplificada para as reações do problema anterior. 41. Explique por que soluções individuais de Ba(OH)2 e H2SO4 conduzem eletricidade, e a condutividade desaparece quando soluções equimolares são misturadas. 42. É Possível para uma substância molecular ser um eletrólito forte? Explique. 43. Qual das seguintes substâncias são provavelmente solúveis em água? (a) Ag2O (e) ZnS (b) Ba(NO3)2 (f) PbCl2 (c) SnCO3 (g) Au2(CO3)3 (d) Fe2O3 (h) MnO2 44. Preveja se uma reação de precipitação ocorrerá quando as seguintes soluções aquosas são misturadas. (a) NaOH + HClO4 (c) (NH4)2SO4 + NiCl2 (b) FeCl2 + KOH (d) CH3CO2Na + HCl 45. Porque se usa setas duplas (↔) para representar a dissociação de um ácido fraco ou de uma base fraca em solução aquosa? 46. Escreva a reação iônica balanceada para as seguintes reações: (a) LiOH(aq) + HI(aq) → (c) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq) → (b) HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → (d) HClO3(aq) + NaOH(aq) → 47. Diga em cada um dos casos se a substância ganhará ou perderá elétrons em uma reação redox. (a) um agente oxidante (b) um agente redutor (c) uma substância sofrendo oxidação (d) uma substância sofrendo redução 48. Balanceie as seguintes semi-reações (a) Cr2O72-(aq) → Cr3+(aq) (ácido) (b) CrO42-(aq) → Cr(OH)4-(aq) (básico) (c) Bi3+(aq) → BiO3-(aq) (básico) (d) ClO-(aq) → Cl-(aq) (básico) 49. Classifique cada reação química como sendo de síntese, decomposição, deslocamento, deslocamento duplo. (a) K2S(aq) + Co(NO3)2(aq) → 2KNO3(aq) + CoS(s) (b) 3H2(g) + N2(s) → 2NH3(g) (c) CH3Br(g) →UV Br(g) (d) Zn(s) + CoCl2(aq) →ZnCl2(aq) + Co(s) (e) CaSO4(s) →calor CaO + SO3(g) (f) 2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (g) Pb(s) + 2AgNO3(aq) → Pb(NO3)2(aq) + 2Ag(s) (h) HI(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaI(aq) 50. Em uma determinação química da massa atômica do vanádio, 2,893g de VOCl3 puro foi submetido a uma série de reações, cujo resultado foi que todo o cloro contido neste composto foi convertido em AgCl. O peso do AgCl foi de 7,180g. Assumindo que as massas atômicas da Ag e Cl sejam 107,868 e 35,453, qual é o valor experimental da massa atômica do vanádio? 51. Quanto de H2SO4 pode ser produzido a partir de 500 kg de S? Quantos kg de sal de Glauber, Na2SO4.10H2O, poderiam ser obtidos a partir de 1,000 kg de S? 52. A soda cáustica, NaOH, é preparada comercialmente pela reação de Na2CO3 com cal apagada, Ca(OH)2. Quantos gramas de NaOH podem ser obtidos tratando-se 1 kg de Na2CO3 com Ca(OH)2? 53. A equação de preparação do fósforo em um forno elétrico é: 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + 10 CO + P4 4
    • Determine (a) o número de mols de fósforo formado por mol de Ca3(PO4)2 utilizado; (b) o número de gramas de fósfor formado por mol de Ca3(PO4)2 utilizado; (c) o número de mols de SiO2 e de C necessários por mol Ca3(PO4)2 de utilizado. 54. Quantos gramas de Ca3(PO4)2 podem ser fabricados segundo a reação 3CaCl2 + 2K3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6KCl misturando uma solução que contém 5,00g de CaCl2 com outra solução que contém 8,00 g de K3PO4? 55. Uma solução contendo 2,00g de Hg(NO3)2 foi adicionada a uma solução contendo 2,00g de Na2S. Calcule a massa de HgS que foi formada segundo a reação Hg(NO3)2 + Na2S → HgS + 2 NaNO3 56. Uma mistura de NaCl e KCl pesou 5,4892 g. A amostra foi dissolvida em água e reagida com excesso de nitrato de prata. O AgCl resultante pesou 12,7052 g. Qual foi a percentagem de NaCl na mistura? 57. Suponha que os elementos do planeta Tatooine tenham a mesma periodicidade que os elementos na Terra. Suponha também que o planeta Kaashik tenha uma Tabela Periódica dos elementos. Aqui é mostrada uma parte da Tabela de Tatooine e uma tabela incompleta de raios atômicos. Decida Qual é o raio mais provável para cada elemento. Oh Ch E M Elemento Raio atômico (pm) 90 120 140 180 58. Arranje os seguintes elementos em ordem crescente de tamanho: Al, B, K e Na. 59. Coloque as seguintes espécies em ordem crescente de energia de ionização: Cl, Ca2+ e Cl-. Explique sua resposta de maneira simplificada. 60. (a) Por que as energias de ionização são sempre grandezas positivas? (b) Por que F tem maior energia de ionização do que o O? (c) Por que a segunda energia de ionização de um átomo é sempre maior do que a primeira? 61. Qual átomo terá a maior energia de ionização entre os pares abaixo? (a) O, Ne; (b) Mg, Sr; (c) K, Cr; (d) Br, Sb; (e) Ga, Ge. 62. Para cada um dos seguintes pares, indique qual elemento tem a maior energia de ionização: (a) Sr, Cd; (b) Si, C; (c) In, I; (d) Sn, Xe. (em cada caso, use a configuração eletrônica e a carga nuclear efetiva para justificar a resposta) 63. As energias de ionização dos quatro primeiros elementos do segundo período estão na ordem Li < Be > B < C. Explique essa observação. 64. Responda às seguintes perguntas sobre os elementos com as configurações eletrônicas mostradas aqui: A = [Ar]4s2 B = [Ar]3d104s24p5 (a) O elemento A é um metal, metalóide ou um não-metal? (b) O elemento B é um metal, metalóide ou um não-metal? (c) Qual dos elementos você espera ter a maior energia de ionização? (d) Qual dos elementos possui um raio atômico menor? 65. A configuração eletrônica de um elemento é dada aqui: [Ar] 3d7 4s2 (a) Qual a identidade do elemento com essa configuração eletrônica? (b) Uma amostra do elemento é paramagnética ou diamagnética? (c) Um íon 3+ desse elemento tem quantos elétrons desemparelhados? 5