fundamentos de química - exercícios

AULAS TEÓRICO-PRÁTICAS

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

2010/2011

Docentes

Maria José Calhorda Maria José Brito Maria Manuela Rocha

2

PLANO DAS AULAS

Setembro Outubro Novembro Dezembro Seg 1 FERIADO 29 Ter

2 30

TP 10 Alcanos,

Qua 1 3 1 FERIADO Qui 2

4 2

Sex 3 1 5

TP 6 Teoria das Orbitais

Moleculares 3

nomenclatura e estereoisomeria conformacional

Sab 4 2 6 4 Dom 5 3 7 5 Seg 6 4 Tolerância 8 6 Ter 7 5 FERIADO 9 7

TP 11

Qua 8 6 10 8 FERIADO Qui 9 7 11 9 Sex 10 8

TP 2 pH e tampões

12

TP 7 Forças

Intermoleculares

10 Estereoisomeria configuracional

Sab 11 9 13 11 Dom 12 10 14 12 Seg 13 11 15 13 Ter 14 12 16 14 Qua 15 13 17 15 Qui 16 14 18 16 Sex 17 15

TP 3 Forma das moléculas TRPECV

19

TP 8 Estrutura de compostos

orgânicos, isomeria constitucional e

forças intermoleculares 17

TP 12 Estereoisomeria configuracional

Sab 18 16 20 18 Dom 19 17 21 19 Seg 20 18 22 20 Ter 21 19 23 21 Qua 22 20 24 22 Qui 23 21 25 23 Sex 24 22

TP 4 Propriedades

Periódicas

26

TP 9 Introdução às

reacções orgânicas (tipos de reacções e

equilíbrio ácido-base) 24

Sab 25 23 27 25 Dom 26 24 28 26 Seg 27 25 29 27

Ter 28 26 30

TP 10 Alcanos,

nomenclatura ... 28

Qua 29 27 29 Qui 30 28 30 Sex 1

TP 1 Concentrações

e reacções redox

29

TP 5 Teoria do Enlace de Valência

31 Sab 30 Dom 31

3

Plano das aulas teórico-práticas

Semana Programação

1ª 27/09 - 01/10 Aula 1 – Concentrações e reacções redox

2ª 04/10 - 08/10 Aula 2 - pH e tampões (tolerância 2ªf + feriado 3ªf)

3ª 11/10 - 15/10 Aula 3 - Forma das moléculas - TRPECV

4ª 18/10 – 22/10 Aula 4 - Propriedades Periódicas

5ª 25/10 - 29/10 Aula 5 - Teoria do Enlace de Valência

6ª 01/11 - 05/11 Aula 6 - Teoria das Orbitais Moleculares (feriado 2ªf)

7ª 08/11 - 11/11 Aula 7 - Forças Intermoleculares

8ª 15/11 - 19/11 Aula 8 - Estrutura de compostos orgânicos, isomeria constitucional e forças intermoleculares

9ª 22/11 - 26/11 Aula 9 - Introdução às reacções orgânicas (tipos de reacções e equilíbrio ácido-base)

10ª 29/11 - 03/12 Aula 10 - Alcanos, nomenclatura e estereoisomeria conformacional (feriado 4ªf)

11ª 06/12 – 10/12 Aula 11 – Estereoisomeria configuracional (feriado 4ªf)

12ª 13/12 – 17/12 Aula 12 – Estereoisomeria configuracional

4

Fundamentos de Química 2010/2011

Aula 1 – Concentrações e reacções redox

1. Quantos mL de H2SO4 concentrado, de densidade 1,84 g/mL e com o teor de 98% em peso

devem ser medidos para: a) Preparar 1 L de uma solução 0,5 M.

b) Preparar 250 mL de uma solução 0,25 M. 2. Como preparar 500 mL de uma solução de amónia 6 M, a partir de uma solução de

densidade 0,91 g/mL, contendo 25% em peso de NH3? 3. Preparou-se uma solução de cloreto de magnésio a 2% em peso e de densidade 1,0146

g/mL à temperatura de 20° C. Calcular a molaridade e a molalidade. 4. Dada uma solução de cloreto de bário em água, de molalidade 1,2 e molaridade 0,115,

calcular: a) A densidade da solução. b) A percentagem molar em relação ao cloreto de bário e à água.

5. Escrever as equações químicas referentes às equações de redução do ião permanganato

em meio fortemente alcalino, ligeiramente alcalino e ácido. 6. Dada a reacção em meio fortemente ácido

MnO4- + I- + H+ → Mn2+ + I2 + H2O

a) Acertá-la. b) Quantos gramas de KMnO4 são necessários para obter 500 mL de uma solução 1,25 M?

c) Quantos gramas de KI são necessários para preparar 1L de uma solução 0,5 M? 7. Acertar a seguinte equação

Bi2O3 + NaOH + NaOCl → NaBiO3 + NaCl + H2O

sabendo que Bi2O3 → BiO3

- (redutor) OCl- → Cl- (oxidante)

8. a) Escrever e acertar as equações da redução da água oxigenada pelo ião iodeto em meio

ácido. b) Que volume de solução de KI 0,1 M é necessário para reduzir 5 mL de H2O2 a 20 vol? c) Escrever e acertar as equações da oxidação da água oxigenada pelo KMnO4 em meio

ácido. d) Que volume de H2O2 a 10 volumes é necessário para reduzir 100 mL de solução de

KMnO4 0,02 M?

9. Acertar a seguinte equação da reacção entre o tiossulfato de sódio e o iodo

Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + NaI

Embora o iodo seja insolúvel em água, dissolve-se em solução aquosa de iodeto de potássio. 0,0213 L duma solução de I2 em KI aquoso reagem exactamente com 0,0213 L de solução de tiossulfato de sódio 0,120 M. Qual é a concentração da solução de iodo?

5

Definições Unidades físicas 1. grama de soluto / litro de solução ≡ mg / mL 2. partes por milhão (ppm) ≡ mg / L 3. percentagem em peso ≡ g de soluto / 100 g de solução 4. percentagem em volume ≡ mL de soluto / 100 mL de solução 5. densidade (peso específico) ≡ g / mL Unidades químicas 1. Molaridade (M) ≡ nº de moles do soluto /litro de solução 2. Molalidade (m) ≡ nº de moles do soluto /1000 g de solvente 3. Fracção molar ≡ nº de moles do soluto / nº de moles da solução 4. x:y ≡ x partes em volume do soluto para y partes em volume do solvente Acerto de reacções redox Estados de oxidação 1. O estado de oxidação de um elemento livre ou no estado molecular é zero (exemplo: Sb, Pt,

I2, S8). 2. A soma dos estados de oxidação dos elementos num ião é igual à carga do ião e numa

molécula é zero. 3. O estado de oxidação do oxigénio é em geral -2. As principais excepções são os peróxidos

(-1) e o oxigénio molecular (0). 4. O estado de oxidação do hidrogénio é em geral +1. As principais excepções são os hidretos,

tais como NaH, LiH, CaH2 (-1) e o hidrogénio molecular (0). Oxidação: aumento do estado de oxidação (electrões perdidos) Redução: diminuição do estado de oxidação (electrões ganhos) Método do ião-electrão 1. Escrever as equações parciais para cada espécie [Cr2O7]2- → Cr3+ [SO3]2- → [SO4]2- 2. Igualar o número de átomos de cada lado por adição de a) H2O ou b) H+ ou c) OH-

14H+ + [Cr2O7]2- → 2Cr3+ + 7H2O H2O + [SO3]2- → [SO4]2- + 2H+

3. Tornar as equações electricamente neutras por adição de electrões

14H+ + [Cr2O7]2- + 6e → 2Cr3+ + 7H2O H2O + [SO3]2- → [SO4]2- + 2H+ + 2e

4. Achar o menor múltiplo comum do número de electrões, dividir esse mmc por cada valor e multiplicar o quociente pela respectiva equação.

14H+ + [Cr2O7]2- + 6e → 2Cr3+ + 7H2O 3H2O + 3[SO3]2- → 3[SO4]2- + 6H+ + 6e

5. Somar as equações de modo a eliminar os electrões

[Cr2O7]2- + 3[SO3]2- + 8H+ → 2Cr3+ + 3[SO4]2- + 4H2O

6


Aula 2 - pH e tampões 1. Calcule o pH duma solução 0,15 M em ácido acético, sabendo que pKa(CH3COOH) = 4,75.

2. Calcule o pH duma solução 0,25 M em metilamina, sabendo que Kb(CH3NH2) = 3,6x10-4.

3. Calcule o pH duma solução 0,35 M em ácido cianídrico, sabendo que Ka(HCN) = 4,9x10-10.

4. A nicotina é uma base de fórmula C10H14N2, cuja constante de basicidade é Kb = 1x10-6. Calcule o pH duma solução 0,003 M em nicotina.

5. Calcule o pH duma solução 0,5 M em ácido fórmico, sabendo que pKa(HCOOH) = 3,75.

6. Fez-se borbulhar 0,073 g de ácido clorídrico em 5,0x102 mL de água para fazer uma solução aquosa de HCl. Quais são as concentrações de H3O+ e OH- nesta solução?

7. Calcule o pH duma solução 0,010 M em acetato de sódio, NaCH3COO. (Kb(CH3COO-)= 5,6x10-10)

8. Preencha o quadro seguinte.

pH [H3O+] /M [OH-] /M Solução ácida ou básica 1,00 10,50 1,3 x 10-5 5,6 x 10-10 2,3 x 10-4

9. Calcule o pH duma solução tampão com uma concentração 0,050 M em ácido acético (pKa = 4,75) e 0,050 M em acetato de sódio.

10. a) Calcule o pH duma solução 0,20 M de ácido acético, CH3COOH.

b) Preparou-se uma solução de acetato de sódio dissolvendo 1,2300 g do sal em 50,0 mL de solução. Calcule o pH desta solução.

c) Calcule o pH da solução tampão obtida ao misturar 500 mL da solução de ácido acético 0,20 M com 500 mL da solução referida em b). pKa (CH3COOH) = 4,75

11. Calcule o pH duma solução tampão com uma concentração de 0,027 M em amónia (solução aquosa de NH3), (pKb = 4,75) e 0,025 M em NH4Cl.

12. Calcule a variação de pH produzida por adição de 0,20 mL de HNO3 0,5 M a uma solução tampão obtida por adição de 50 mL de solução aquosa de ácido acético (pKa = 4,75) 0,045 M e 50 mL de solução de NaCH3COO 0,045 M.

13. Os valores de pKa para o ácido cítrico são 3,14; 4,77 e 6,39, respectivamente. Escreva as equações que traduzem os vários processos de dissociação e atribua o valor de pKa a cada um deles.

14. Determine a concentração de iões CN- numa solução aquosa de HCN (pKa = 9,31) 0,050 M. Como se relaciona a concentração de H3O+ com a de CN-?

15. a) A que equilíbrio se refere um valor de pKa = 9,25 para o ião NH4+?

b) A que equilíbrio se refere um valor de pKb = 4,75 para o NH3?

c) Demonstre que, para NH4+ e NH3, (pKa + pKb) = 14,00.

16. Calcule o pH duma solução aquosa de [Al(H2O)6]3+ com uma concentração de 1,20x10-3 M, sabendo que pKa = 5,0.

CH2

C

CH2

HOHOOC

COOH

HOOC

7


Aula 3 - Forma das moléculas - TRPECV 1. a) Usando a Teoria da Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência, preveja

a geometria das seguintes espécies:

SbF5 SF4 H3O+ SiBr4

b) De entre as espécies anteriores quais têm momento dipolar permanente? Justifique.

c) Porque razão no SbF5 algumas ligações têm comprimento 243 pm e outras 231 pm? 2. O momento dipolar permanente da molécula de água é 1,85 D enquanto o do F2O é

apenas 0,297 D, embora o ângulo de ligação nos dois compostos seja idêntico. Explique. 3. Usando a Teoria da Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência, preveja a

geometria das seguintes espécies:

PbCl2 I3- CO2 BrF3 4. Usando a Teoria da Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência, preveja a

geometria das seguintes moléculas: H2O, H2S, H2Se, H2Te. Como varia o ângulo de ligação ao longo da série?

5. Usando a TRPECV indique as RADE e qual a geometria mais provável para as seguintes

espécies:

BCl3 NF3 SCl2 [AsF6]- [AlH4]-

6. A espécie PCl5 tem geometria de bipirâmide triangular mas a [IF5]2- tem geometria pentagonal planar.

a) Escreva as respectivas estruturas de Lewis e identifique as RADE.

b) Justifique a diferença de geometria das duas espécies com base na TRPECV. 7. Usando a Teoria da Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência, preveja a

geometria do ião sulfato, indicando hibridações, ângulos de ligação, tipo de ligação e pares de electrões não partilhados. Refira quais as formas de ressonância mais importantes para a descrição da estrutura electrónica.

8. Usando a Teoria da Repulsão dos Pares Electrónicos da Camada de Valência, preveja a

geometria de NO2+, NO2 e NO2

-.

8


Aula 4 - Propriedades Periódicas 1. Qual o número máximo de electrões que pode existir:

a) num subnível com os números quânticos n=4 e l=3; b) no subnível n=4; c) no subnível 3f.

2. Qual o valor dos quatro números quânticos para cada um dos electrões do átomo de Ne

(Z=10)? 3. Porque é que o zinco tem um volume (raio atómico) menor que o cálcio?

Z Zn (30) Ca (20) 4. Porque razão o ião escândio no estado de oxidação +2 e o potássio não têm a mesma

configuração electrónica? 5. Considere os seguintes átomos e iões, F, F-, Ne, Na e Na+.

a) escreva a configuração electrónica de cada um deles; b) ordene por ordem crescente de raio, as espécies em cada um dos seguintes conjuntos

{F, F-}, {Na, Na+} e {F-, Ne, Na+}; c) ordene por ordem crescente as energias de ionização em cada um dos seguintes

conjuntos {F, F-}, {Na, Na+} e {F, Na}. Justifique.

6. Considere as seguintes espécies:

i) F, Cl, Br ii) Li, Be2+ e B3+ iii) C, N e O

a) ordene as espécies em cada grupo por ordem crescente de raio; b) ordene as várias energias de ionização postas em jogo na formação dos iões de ii); c) ordene as electroafinidades de iii). Justifique.

7. Explique porque é que a 2ª energia de ionização do Na é significativamente superior à do

Mg, apesar de a 1ª energia de ionização do Na ser inferior à do Mg. 8. Considere a série de espécies isoelectrónicas N3-, O2-, F- e Ne. Discuta os valores

relativos da energia necessária para arrancar um electrão a cada uma destas espécies. 9. Discuta os valores relativos (eV) da 1ª energia de ionização para os elementos do 2º

período:

10. Calcule as electronegatividades de Mulliken do Cl, do H, do C e do O e compare-as.

Energias de ionização (kJ/mol): 1251 (Cl), 1312 (H), 1086 (C), 1314 (O) Electroafinidades ( kJ/mol): 349 (Cl), 73 (H), 122 (C), 141 (O) 1 eV = 94,54 kJ/mol

Li Be B C N O F Ne 5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 21,6

9

11. Calcular a electronegatividade segundo Pauling e Mulliken para o bromo, utilizando os seguintes dados (kcal/mol):

Energia de ligação Br-Cl 52,93 Energia de ligação Br-Br 46,01 Energia de ligação Cl-Cl 58,00 Electronegatividade segundo Pauling do cloro 3,0 Energia de ionização do bromo 273 Electroafinidade do bromo 89 |χA - χB| = 0,183 √Eionic

% carácter iónico = 16 |χA - χB| + 3,5 | χA - χB|2 12. Sabendo que o momento dipolar experimental da molécula de HCl é 1,80 D e

d(H-Cl)=1,28 Å e o momento dipolar experimental da molécula de HBr é 0,79 D e d(H-Br)=1,41 Å, calcule a percentagem de carácter iónico da ligação H-X em cada uma das moléculas. Compare com os valores obtidos com base na electronegatividade dos átomos em questão. % carácter iónico = 16 |χA - χB| + 3,5 | χA - χB|2 1 D = 3,336 ×10-30 Cm carga do electrão 1,602 x 10-19 C Electronegatividades segundo Pauling: Cl 3,0; Br 2,8; H 2,1

13. Calcular o momento dipolar permanente da molécula de SeH2, sabendo que a distância

internuclear é 1,53 Å e que as electronegatividades (Pauling) são 2,4 e 2,1, respectivamente, para o Se e para o H. Z Se(34) H(1) carga do electrão 1,602 x 10-19 C % carácter iónico = 16 |χA - χB| + 3,5 | χA - χB|2 1 D = 3,336 ×10-30 Cm

14. Compare os momentos dipolares em cada um dos seguintes conjuntos de moléculas:

i) cis e trans-dibromoetileno; ii) CCl4, CHCl3 e CH2Cl2.

15. Calcule a percentagem de carácter iónico de cada uma das ligações Cs-F, Si-Cl, O-H,

P-Cl, C-H, F-F, S-Cl, Ca-Cl. Indique, para cada ligação, em que átomo estão colocadas as cargas parciais negativas e positivas.

16. Calcule o momento dipolar permanente da molécula de trifluoreto de boro.

C C

Br

H

Br

H

C C

Br

H

H

Br

10


Aula 5 - Teoria do Enlace de Valência 1. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas no NO2

+, NO2 e NO2

-, indicando hibridações, ângulos de ligação, tipo de ligação e pares de electrões não partilhados. Refira quais as formas de ressonância mais importantes para a descrição da estrutura electrónica.

2. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas em cada uma das

seguintes moléculas, indicando hibridações, ângulos de ligação, tipo de ligação e pares de electrões não partilhados. Desenhe primeiro a geometria em torno da cada átomo de carbono, azoto ou oxigénio.

CH3CHCCl2 CH3CONH2 CH2CHCHO C6H6 C6H5CN

CH3COCH2CH3 (CH3)3CH2COOH C6H5CHCH2 CH3CH2OH C6H5OH CH3CONH2 C6H5CHO (CH3)2C=C=C=CH2 C6H5N o-CH3C6H4CHO m-CH3C6H4CHO p-CH3C6H4CHO o-Cl2C6H4

3. Descreva a ligação química na molécula de CO usando a Teoria do Enlace de Valência e

explique porque razão o momento dipolar permanente tem um valor muito baixo (0,112 D).

4. Descreva as ligações na molécula de CO2 usando a Teoria do Enlace de Valência.

Indique que tipos de orbitais são responsáveis pelas ligações e represente-as. 5. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas no diamante e na

grafite. 6. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas no BeCl2, Be2Cl4,

e (BeCl2)n. 7. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas no Be[C(CH3)3]2 e

explique porque é que neste caso não há polimerização. 8. Usando a Teoria do Enlace de Valência descreva as ligações químicas no BH3, B2H6 e

BCl3. Qual a diferença entre o BH3 e o BCl3? 9. Qual o produto da reacção entre BCl3 e NH3? Usando a Teoria do Enlace de Valência,

descreva as ligações químicas no produto da reacção. 10. Qual o produto da reacção entre BH3 e H-? Usando a Teoria do Enlace de Valência,

descreva as ligações químicas no produto da reacção. 11. Qual o produto da reacção entre NH3 e H+? Usando a Teoria do Enlace de Valência,

descreva as ligações químicas no produto da reacção.

11


Aula 6 - Teoria das Orbitais Moleculares 1. Discuta a ligação química da molécula de O2, usando a Teoria do Enlace de Valência e a

Teoria das Orbitais Moleculares, referindo as diferenças. 2. Discuta a inexistência da molécula de Ne2, usando a Teoria do Enlace de Valência e a

Teoria das Orbitais Moleculares. 3. Usando a Teoria das Orbitais Moleculares, descreva a ligação química na molécula de

N2. Apresente o diagrama de OM apropriado e desenhe as orbitais moleculares. Com base no diagrama, justifique por que razão a distância N-N é de 110 pm no N2 e 112 pm no N2

+, enquanto as energias das ligações são 940 e 841 kJ mol-1, respectivamente. Discuta o carácter magnético das duas espécies.

4. Explique porque é que a adição de um electrão à molécula de N2 enfraquece a ligação

entre os respectivos átomos, mas acontece o mesmo se lhe for retirado um electrão. Mostre que a molécula de N2 é diamagnética.

5. Como variam as distâncias internucleares das espécies N2 e F2, quando passam

respectivamente a [N2]+ e [F2]+? 6. O ião [BH4]- é isoelectrónico com o CH4. Construa um diagrama de orbitais moleculares

em que se representem as interacções entre o ião B- e os quatro hidrogénios para formar [BH4]-.

7. a) Considere as seguintes orbitais moleculares duma molécula linear AH2 e represente as

orbitais moleculares correspondentes para uma molécula AH2 angular. b) Como se chama o diagrama que relaciona a energia das orbitais das duas formas,

angular e linear, de AH2? c) Qual a geometria preferida se a espécie AH2 tiver 2 electrões? 8. Construa um diagrama de OM para a molécula de C2. Discuta a energia relativa do estado

fundamental e do primeiro estado excitado desta molécula. Qual destas espécies é paramagnética? Para qual delas prevê uma maior distância internuclear? Porquê?

9. Construa o diagrama de orbitais moleculares para a molécula de BeCl2. 10. Construa o diagrama de orbitais moleculares para a molécula de CO2.

ψ1 ψ2 ψ3 ψ4

12


Aula 7 - Forças Intermoleculares

1. Analise as diferentes forças intermoleculares presentes nos compostos:

CH3CH2CH2CH3 CH3CH2CH2OH CH3CH2CHO 2. Explique porque razão à temperatura ambiente o SiF4 é um gás, o SiCl4 é um líquido e o

SiI4 é um sólido. 3. Explique a relação de temperaturas de ebulição nas seguintes séries de compostos:

T/°C Composto T/°C Composto

197 OHCH2CH2OH 38 CH3CH2Br

- 84 CH3OCH2CH2OCH3 72 CH3CH2I

117 HN2CH2CH2NH2 - 89 CH3CH3

4. A solubilidade em água do clorofórmio, CHCl3, é de 0,82 g/100 g de solvente e a do

bromofórmio, CHBr3, é apenas de 0,1 g/100 g de solvente. Explique esta diferença de solubilidade.

5. Em cada par das seguintes substâncias, qual delas espera que tenha um ponto de

ebulição mais elevado?

CH3OH CH3SH

(CH3)2O (CH3)2S

NF3 NCl3

6. Diga, justificando, em que solvente, água ou benzeno, são mais solúveis as seguintes

substâncias: • ácido acético, CH3COOH • iodobenzeno, C6H5I • piridina, C5H5N • n-heptano, C7H16, CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3 • propanol, CH3CH2CH2OH

7. a) Compare o tipo e a intensidade das interacções intermoleculares presentes nos

compostos B(CH)3 e N(CH)3. b) Compare a solubilidade dos dois compostos em água.

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Aula 8 - Estrutura de compostos orgânicos, isomeria constitucional e forças intermoleculares

1. Considere as seguintes estruturas e atribua cargas formais aos átomos intervenientes (se

existirem).

CH3CH2 CH3O CH3NH3 CH3F HC

CH3NH CH2 CH CH3OH2 BH4

a) b) c) d) e) C :

f) g) h) i)

..

..:

..

..:

.. ..

2. Para cada uma das estruturas representadas a seguir, escreva as restantes formas de

ressonância que contribuem para o respectivo híbrido.

CH3CH CHCH OH CH2 CHCHCH CH2

CH2 CHBr CH2

CH2CCH3

O

CH3SCH2CH3NO2

a) b) c)

d) e) f)

g) h)

+

+

+

+

:-

+

3. Para cada par de estruturas que se segue identifique qual é a que mais contribui para o

híbrido de ressonância e explique porquê.

CH2 N (CH3)2 CH2 N (CH3)2

CH3 C O H

O

CH3 C O H

O

NH2 C N NH2 C N

a) + +

b)

-

+

c)+ -

4. Escreva formas condensadas, mostrando as ligações múltiplas, cargas e pares de electrões não compartilhados (se existirem) para cada molécula representada a seguir.

5. Escreva as estruturas dos isómeros constitucionais com fórmula molecular C4H8.

6. Existem quatro bromoalcanos com a fórmula molecular C4H9Br. Escreva as respectivas fórmulas estruturais e classifique-os como primários, secundários ou terciários.

7. Escreva a estrutura de todos os álcoois com fórmula molecular C4H10O e classifique-os como primários, secundários ou terciários.

14

8. Escreva fórmulas tridimensionais para cada uma das moléculas seguintes e avalie se têm ou não momento dipolar. Se tiverem, identifique a sua direcção com uma seta. Se não tiverem, mostre porquê.

a) CF4 b) CH3OCH3 c) BCl3 d) CH2O

9. Dos seguintes pares de compostos, qual deverá ter maior ponto de ebulição? Justifique as respostas.

a) pentan-2-ona e pentan-1-ol b) ácido butanóico e propanoato de metilo c) hexano e nonano d) 2-metilpropeno e acetona

10. O fluoreto de hidrogénio tem um momento dipolar de 1,82 D e o seu ponto de ebulição é de 19,34ºC. O fluoreto de etilo tem praticamente o mesmo momento dipolar e uma maior massa molecular mas o seu ponto de ebulição é –37,7ºC. Explique porquê.

11. Existem 4 amidas com fórmula molecular C3H7NO. a) Escreva as estruturas das amidas isoméricas. b) Uma das amidas tem ponto de fusão e de ebulição substancialmente menor do que

as outras 3. Identifique-a e justifique a razão desses factos.

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Aula 9 - Introdução às reacções orgânicas (tipos de reacções e equilíbrio ácido-base)

1. Qual é a base conjugada de cada um dos ácidos seguintes?

a) NH3 b) H2O c) H2 d) H2C=CH2 e) CH3OH f) H3O+

2. Qual é o ácido conjugado das seguintes bases?

a) HSO4--

b) H2O c) CH3NH2 d) NH2--

e) CH3CH2--

f) CH3CO2-

3. O ácido HA tem pKa=20, enquanto o ácido HB tem um pKa de 10.

a) Qual é o ácido mais forte? b) Ocorrerá ou não uma reacção ácido-base deslocada para a direita se Na+

A-

se

adicionar a HB? Justifique. 4. Indique quais são os ácidos e bases de Lewis nos seguintes esquemas reaccionais:

5. Considere as estruturas do propano, etanamina e etanol.

a) Disponha os compostos por ordem decrescente de acidez. Justifique. b) Disponha as bases conjugadas dos ácidos referidos acima por ordem crescente de basicidade. Justifique.

6. Disponha os seguintes compostos por ordem decrescente de acidez.

a) Propano, propeno e propino b) Propan-1-ol, ácido propanóico e ácido 2-cloropropanóico.

7. Disponha os seguintes compostos por ordem crescente de basicidade. a) CH3NH2, CH3NH3

+, CH3NH- b) CH3O-, CH3NH-, CH3CH2

-

c) CH3CH=CH-, CH3CH2CH2- CH3C≡C-

8. Ocorrerá uma reacção ácido-base quando se dissolve fluoreto de sódio em ácido sulfúrico? Justifique. (pKa do ác. sulfúrico = -9; pKa do ácido fluorídrico = 3,2).

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9. Haverá ou não tendência para ocorrer uma reacção ácido-base no sentido directo

quando o metóxido de sódio (CH3O-Na+) é posto a reagir com amoníaco? (pKa CH3OH=15,5; pKa NH3=38). Escreva a equação química correspondente a este equilíbrio.

10. a) Qual dos seguintes é o ácido mais forte?

Ácido propanóico; etano; etanol; eteno b) Qual das seguintes é a base mais forte?

Metóxido de sódio; sodamida; hidróxido de sódio; etil-lítio c) Qual será o ácido mais forte?

Butanol, ácido butanóico, ácido 2-fluorobutanóico, ácido 3-fluorobutanóico, ácido 4-fluorobutanóico.

11. Considere as espécies químicas CH3OH2

+, CH3NH3+ e CH3CH3, com valores de pKa de,

respectivamente, -2,5, 10,6 e 50. a) Escreva as estruturas das respectivas bases conjugadas e ordene-as por ordem

crescente de basicidade. b) Qual das bases será a adequada para a desprotonação do acetileno (etino,

pKa=25)? Poderá realizar a reacção em meio aquoso? 12. Re-escreva cada uma das seguintes reacções usando setas.

CH3OH CH3OH2

CH3NH2 CH3NH3

H

H

H

H

H

H

H

HH

a) + HI + + I -

b) + HCl + + Cl -

c)+ HF

++ F -

13. Coloque setas curvas nos seguintes esquemas reaccionais e identifique os tipos de

reacções orgânicas envolvidos nas alíneas a), c) d) e e).

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14. Use setas curvas para exemplificar o mecanismo das reacções seguintes e indique o

tipo de reacção envolvida.

15. Escreva um esquema reaccional, utilizando setas, para as seguintes reacções

ácido-base que ocorrem quando os reagentes seguintes são misturados. a) Ácido propanóico e NaOH aquoso b) Etino e CH3CH2

-- (em hexano)

c) Etanol e CH3CH2-- (em hexano)

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Aula 10 - Alcanos, nomenclatura e estereoisomeria conformacional

1. a) Escreva a fórmula molecular de CH3CH2CH2CH2CH2Br. b) Qual a massa molecular deste composto? c) Escreva outra fórmula estrutural abreviada. d) Qual o nome IUPAC do composto? e) Indique, justificando, se o bromoalcano é 1º, 2º ou 3º.

2. Escreva os nomes dos seguintes compostos segundo a nomenclatura IUPAC.

3. Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes compostos:

a) iso-butano b) n-hexano c) neo-hexano d) etilciclopentano e) 2-cloro-3-metilpentan-1-ol f) cis-1,2-dicloroeteno g) 3-hexen-1-ol

4. Escreva os nomes dos seguintes compostos segundo a nomenclatura IUPAC e identifique as

famílias a que pertencem.

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5. Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes compostos e identifique as famílias a que pertencem.

a) 2-bromo-5-metil-heptano b) 3-metilciclohexeno c) 2-ciclopropil-3-metilbutanal d) 3-ciclohexil-pentan-2-ona e) hexanoato de propilo 6. Considere a estrutura do 1,2-dicloroetano.

a) Represente duas projecções de Newman interpoladas para o composto e relacione-as em termos energéticos.

b) Represente duas projecções de Newman eclipsadas para o composto e relacione-as em termos energéticos.

c) Represente por ordem crescente de energia as quatro projecções de Newman das alíneas anteriores.

7. a) Indique se as seguintes 3 projecções de Newman representam o mesmo composto ou

compostos diferentes. CH3

CH3

OH

OH

H

H

CH3

OH

OHHH

H3C

CH3

OH

OH

H

H

H3C

i) ii) iii)

b) Que tipo de conformações estão representadas nas projecções de Newman da alínea anterior? Represente uma projecção de Newman para uma conformação mais energética do composto ii).

8. Utilizando projecções de Newman, desenhe cada uma das seguintes moléculas na sua

conformação mais estável, tendo em conta a ligação indicada: a) 2-metilbutano, ligação C2-C3;

b) 2,2-dimetilpentano, ligação C3-C4. 9. Considere cada uma das seguintes conformações e indique se são compostos com

estereoquímica cis ou trans.

10. Represente as conformações em cadeira do trans e cis-1,2-dimetilciclohexano e indique qual

dos dois estereoisómeros é mais estável. 11. Escreva as duas conformações em cadeira para cada um dos seguintes compostos e identifique

qual a conformação mais estável para cada um. a) cis-1-tert-butil-3-metilciclohexano b) trans-1-tert-butil-3-metilciclohexano c) cis-1-tert-butil-4-metilciclohexano d) trans-1-tert-butil-4-metilciclohexano

12. Escreva as conformações em cadeira do cis e trans-1,3-dibromociclohexano e identifique qual o

estereoisómero mais estável.

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Aulas 11 e 12 – Estereoisomeria configuracional

1. Represente a estrutura dos seguintes compostos e identifique se contêm átomos de carbono estereogénicos. Em caso afirmativo, identifique quais os estereocentros.

a) 1-clorobutano b) 2-bromobutano c) 2,3-dicloropentano 2. Atribua a configuração absoluta aos átomos de carbono estereogénicos dos compostos

representados a seguir.

3. Atribua a configuração absoluta aos átomos de carbono estereogénicos dos compostos

seguintes, representados através das respectivas projecções de Fischer.

4. Especifique qual a relação estereoisomérica entre os seguintes pares de

estereoisómeros representados a seguir. Atribua a configuração absoluta aos átomos de carbono estereogénicos.

a)

b)

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5. a) Indique qual a relação estereoisomérica entre os seguintes pares de compostos e

atribua a configuração absoluta aos átomos de carbono estereogénicos.

b) Todos os compostos serão quirais? Justifique. 6. Represente a 3 dimensões os seguintes enantiómeros, bem como as respectivas

projecções de Fischer.

a) (S) -2-cloropentano b) (R)-2-clorobutan-1-ol

c)

d)

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7. Considere as três moléculas representadas a seguir.

CH3

H F

H CH2CH3

CH3

H F

H CH3 H

FH

CH3

1) 2) 3) a) Atribua a configuração absoluta a cada estereocentro.

b) Qual é a relação estereoisomérica entre as três moléculas?

8. Considere as estruturas dos três estereoisómeros do ácido tartárico.

HOH

HOOC

COOH

OHH

HHO

HOOC

COOH

HOH

HOH

HOOC

COOH

HOH

(+)-ácido tartárico (-)-ácido tartárico ácido tartárico meso

a) Explique o que querem dizer as designações (+), (-) e meso. b) Atribua a configuração absoluta aos estereocentros do (+) e do (-)-ácido tartárico.

Qual a relação estereoisomérica entre os três estereoisómeros? c) Sabendo que a rotação específica nas condições padrão do (+)-ácido tartárico é de

+12º, suponha que mediu a rotação específica de uma amostra de (+) e (-) – ácido tartárico e que determinou o valor de -4,8º. Qual a percentagem de excesso enantiomérico da amostra? Qual a proporção relativa de cada enantiómero?

9. O (R)-(+)-2-metilbutan-1-ol tem uma rotação específica nas condições padrão de +5,756º. a) Qual a rotação específica do (S)-(-)-2-metilbutan-1-ol? b) Uma amostra de 2-metilbutan-1-ol tem uma rotação específica nas condições padrão

de 1,151º. Qual a percentagem de excesso enantiomérico da amostra? c) Na amostra anterior, qual a percentagem de cada um dos enantiómeros?

10. Considere os seguintes pares de estruturas. Identifique se são enantiómeros,

diastereómeros ou o mesmo composto.

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11. Apresente a relação estereoisomérica para os seguintes pares de estruturas.

BrBr

e e

e

BrBr

Br

Br

Br

Br

Br Br Br

Br

1) 2)

3)

12. Quantos estereoisómeros existem para o 1,3-dibromociclohexano? Indique a relação

estereoisomérica entre os compostos que referiu. 13. Nomeie, tendo em conta a relação estereoisomérica, os seguintes compostos

representados a seguir:

14. Represente as estruturas dos compostos apresentados a seguir.

a) (Z)-1-bromo-3-etil-3-hexeno b) (E)-4-octeno

fundamentos de química - exercícios

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