química 1 - livro de atividades

Q U I M I C A Antônio Lembo Antonio Sardella

O b r a r i c a e m r e c u r s o s d i d á t i c o s , c o m o :

i

Assuntos concatenados, facilitando o ensino e a aprendizagem.

3

Linguagem agradável, recheada de exemplos tirados da vida diária.

2

Amplo emprego de ilustrações, gráficos e diagramas.

Acompanha cada volume um Livro de Atividades, incluindo testes de vestibulares.

Antônio Lembo Antônio Sardella

L I V R O D E A T I V I D A D E S

5.a ed ição

LIVRO DE ATIVIDADES QUÍMICA Antonio Lembo Antonio Sardella

1980

Todos os direitos reservados pela Editora Ática S.A. R. Barão de Iguapé, 110 — Tel.: PBX 278-9322 (50 Ramais) C. Postal 8656 — End. Telegráfico "Bomlivro" — S. Paulo

Apresentação

As atividades aqui propostas obedecem rigorosamente à sequência dos assuntos desenvolvidos no livro-texto.

As Unidades, de modo geral, foram elaboradas dentro da seguinte linha:

• atividades de fácil compreensão, próprias para a fixação dos conceitos e explanações teóricas;

• atividades mais complexas, exigindo maior grau de raciocínio;

• questões selecionadas de diferentes exames vestibulares, de especial interesse para o futuro candidato às provas de habilitação para as Faculdades.

Estamos certos de que a realização destas atividades constituirá a garantia de um eficaz aprendizado.

Os autores

Manuscritos: Odinir Penteado de Souza

ÍNDICE

U N I D A D E I — CONCEITOS F U N D A M E N T A I S Matéria e Energia — Noções Elementares da Estrutura do Átomo — Elementos Químicos — Isótopos —• Isóbaros — Isótonos — Distribuição de Elétrons — Fundamentos, 7

UNIDADES I I e I I I — LIGAÇÕES QUÍMICAS (Fundamentos) Substâncias puras, 25

U N I D A D E I V — F E N Ó M E N O S FÍSICOS E QUÍMICOS, 31

UNIDADES V e V I — PROPRIEDADES D A M A T É R I A E MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO, 33

U N I D A D E V I I — MISTURAS, 35

U N I D A D E V I I I — O Á T O M O (Estudo mais detalhado), 40

U N I D A D E I X — MASSAS, 49

U N I D A D E X — CLASSIFICAÇÃO P E R I Ó D I C A DOS ELEMENTOS, 73

U N I D A D E X I — AS LIGAÇÕES QUÍMICAS (Estudo mais detalhado) A Teoria do Octeto — A Ligação Iônica — Uma Transferência Amigável — Distribuição Eletrônica de lons — A Ligação Covalente — Uma Sociedade Atómica — A Hibridação de Orbitais — A L i gação Coordenada ou Dativa, 81

U N I D A D E X I I — N Ú M E R O DE O X I D A Ç Ã O ( N O x ) , 89

U N I D A D E X I I I — EQUAÇÕES QUÍMICAS, 97

U N I D A D E X I V — CONCEITOS DE ÁCIDO—BASE, 101

U N I D A D E X V — FUNÇÕES I N O R G Â N I C A S Ácido — Base — Sal — Óxido, 107

U N I D A D E X V I — M O N T A G E M DE FÓRMULAS, 122

U N I D A D E X V I I — FUNÇÕES: PROPRIEDADES QUÍMICAS E MÉTODOS DE O B T E N Ç Ã O Ácido — Base — Sal, 128

UNIDADE I

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

Matéria e Energia

1. Complete as lacunas: ¿2 é tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço.

b. A matéria não pode ser .ClCCLúLCL nem Ç/JPAJ/?//J/&1- , pode

somente ser transformada.

c. iÇ7l£/í^/l/ é aquilo que pode modificar a matéria, provocar ou

anular movimentos e causar sensações.

d. A luz que nos ilumina e o ar que respiramos são respectivamente

exemplos de J/m/ò^UZ' e MZCU/A/Zl . e. Embora seja impossível enxergar o íntimo da matéria, sabemos que

ela é constituída de XXÁQ7710(Í que são minúsculas partículas.

f. A palavra /Q^&7K4y significa "indivisível".

g. O átomo é formado por duas partes fundamentais: o '•'ÍCCOCÍP e

_ . Esta última é chamada também de coroa.

h. O núcleo do átomo é formado por partículas dotadas de carga elétrica

<k?dóCOZ'--. denominadas '<?1&7Z/J. e partículas sem

carga elétrica denominadas /7z£ôOC^1õ77/í .

i . A eletrosfera do átomo é constituída por diminutas cargas elétricas

/7ieaGLUsVtl-'l denominadas ^/6&<?71><L . j . Toda matéria é formada por CLo&TTZtt .

7

2. Escreva, nos quadros, o número relativo da carga e massa:

Partícula Carga Massa

próton + 1

nêutron 0 1

elétron -1 J/1 ShO

3. Escreva os nomes conforme as indicações:

4. A seguir, você tem exemplos de formas de matéria e energia. Coloque M para matéria e E para energia: a. Raio de luz ( E ) b. Ar atmosférico ( M ) c. Som ( E ) d. Calor ( E ) e. Tronco de árvore ( M ) f. Fumaça de cigarro ( M ) g. Chuva ( NI) h. Relâmpago ( E ) i . Trovão ( E ) j . Pólvora ( M )

5. Complete as lacunas:

a. O diâmetro do átomo é 10 /V&lt-i maior que o diâmetro do

núcleo.

b. Se o núcleo do átomo tivesse um diâmetro de 10 cm, o diâmetro do

átomo seria de <0 NW<- .

c. "Sou pequeno, mas sou pesado, de cargas positivas eu sou formado"

— eu sou o ':'àxx'Z/?'a&ZÍLOTTZCY .

d. " É negativo e tem massa quase nula, em volta do núcleo ele circula" — estamos falando do : .

8

6. Vamos resolver:

Horizontais: 1. E uma propriedade da matéria que você pode medir com unia balança. 2. E a propriedade pela qual a matéria ocupa lugar no espaço. 3. Partícula do núcleo de carga elétrica positiva. 5. Parte do átomo onde estão os elétrons. 6. Partícula de constituição da matéria. 7. Partícula de carga elétrica negativa.

Verticais: 1. Tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 4. Partícula do núcleo, sem carga elétrica.

7. Complete os conceitos:

a. Número atómico, simbolizado por Z, corresponde /2/7" /77jLÍ/?7?.;

b. Número de massa, simbolizado por A, é dado pela .

c. Em um átomo eletricamente neutro, o número de elétrons é x&£Cl£ ao número de prótons.

d. O número de nêutrons pode ser £Qcco.t. ou uãl-lócr! ao

número de prótons.

e. O único átomo que não possui nêutron é o '^U/ZyZc?^ô?Z6Cr

que apresenta Z = 1 e A = 1.

9

1 1 _

2G £ 4

3

7 | Z | L | E | T | R | O -

Elementos Químicos

1. Responda às questões:

a. O que é um elemento químico?

FÉ -U/772. RSM^.ÓC7>?& £¿1 ÁJ&77ZT91 DL 77114P7Z& /72 ? ZLT&MLCTF.

b. Quem criou o sistema de símbolos químicos que adotamos?

c. Quais as letras que se usam como símbolos de um elemento químico?

cnlc/cd /77iaôíMc/JM/X9Í/, CL. S;7?iç/a£Aé^/da, aí. c^xd?ch /TTilrfzíduitzIcb, d/AM,f€Ldasi a^ixd/^yyTyÁ cdô" '/TZ^TCU. Ádc-

d. Por que o elemento enxofre tem símbolo S e não E ? ¿7 "S"7U^97Z d&/71CT77W AJ^^

2. Preencha os quadros em branco:

Elemento Símbolo b. Elemento Símbolo

estanho Sn calcio

P cloro a sódio Nas californio **

Hg cério a potássio K curio Om

Ag cobalto Oy ouro berilio a¿

Pb boro B cobre Cco bromo 3t

Sb bario

10

Quando indicamos um elemento químico, usamos as seguintes notações:

Complete com o nome dos elementos e a quantidade de prótons (p), nêutrons (n), elétrons (e):

p = ( 0,5) a. Mn \ n = ( 30 )

e = ( 05 )

b. 8

3

4

6Kr

c. KSc

P = t 41 ) n = ( )

e = ( 4 « )

P = ( 3G ) n = ( kt) e = ( 3É> )

d. ISNi

' P = ( 3,8 ) n = ( 31 ) e = ( ¿18 )

íi

a.

jyufddTicff

" p = ( 3 A )

e. 7,|Ge \ n = ( k1) e = ( c U )

5. Para você pensar:

a. Qual será a massa de um proton, no caso de o elétron possuir uma massa igual a 100 g?

Resolução:

/rruitiyi aux a cárAIÍZ/I&TL : ^ = /S40. /rvz

^níacr, À& rm^ WO^, Ao7i&i: / w ^ -- /'840 x 100^ -= m ooop *u, m la,

b. Um determinado átomo apresenta número atómico (a + 1) e número de massa igual a (3a). Determine o valor de a sabendo que aquele átomo possui 5 neutrons.

Resolução:

n * A - Z A - 3/z-z - a * 1

5 = 3a. - <2y- 1

5 = £cu - 1 -—> °2a. = <p => A*-3

12

Analisando o quadro abaixo:

Átomo z A Número de nêutrons

M 3y - 1 5y + 4 15

X y - 2 2y - 3 4 .

Q 2y + 4 6y 16

onde M , X e Q são átomos genéricos, verifique quais os átomos que pertencem ao mesmo elemento químico.

Resolução:

^03777/y M'=*-15 = 5y + 4• - (3y - 1) = * > 75 = Jy +5 =>

ÇmMa: Z = 3y -1' -- 14

lâacr: M4^

Â<&7?2crX ==> 4 * £y - 3 - (y - j , J = > 4 = y - 1 ==*=*•

7

AûtûTTlffQ'"=*V£ - Gy-f£y + U)=^lG = ^y-4=^y=5

13

Isótopos — Isóbaros — Isótonos

1. Complete os conceitos:

a. Isótopos são: ÓÜV77/9Í (J¿¿E, AARTSAS/RPÁ/RV. ¿R ,77?£477?/>-/??¿¿>?7?S/>¿Y

b. Isóbaros são: A/srxr?/*. y//E. 0/20TA/ZN/A/M. /+ /YN/AMS?/?7¿¿v7?sAsr d' /M/IAMT, />. S//^M//N/¿D, /??/J/?7?//>/9i- .tf/A&?¿jo&Z •

c. Isótonos são: RTFSRM/H C-;/S. / ? ? z Í C T / ^ ¿ ? / ^ ? ? ¿ -

S/KL / /7?///RRI'4tfí' ^ /M/LAAÚ, /S///>,•> //A. . /,???. /SY//?/

2. Com os dados abaixo, identifique os fenómenos. (As letras não são

símbolos reais.) 232 234 233 233 234

A B C D E 90 91 90 92 93

a. São isótopos A e L .

b. São isóbaros B e fc- — u e D .

c. São isótonos B e ' — £ e E .

3. Com os dados abaixo:

F tem 20 protons e 21 neutrons G tem 19 protons e 22 neutrons H tem 20 protons e 27 neutrons I tem 21 protons e 21 neutrons, você pode concluir:

a. são isótopos F /. H b. são isóbaros F ,t ^ c. são isótonos / " /- / .

4. Agora vamos raciocinar:

a. Um átomo genérico X apresenta (a + 1) protons e (b — 1) neutrons. Outro átomo Y possui a protons e b neutrons. Estes átomos sào:

( ) isótopos. ( x ) isóbaros. ( ) isótonos.

14

Resolução:

b. Tem-se três átomos genéricos A, B e C. De acordo com o esquema:

calcule o número de massa do átomo A.

Resolução:

di.

15

c. Tem-se dois átomos genéricos e isótopos A e B. Calcule o número de neutrons de cada átomo, sabendo-se que:

Átomo Número atómico Número de massa

A 3x - 6 5x

B 2x + 4 5x - 1

Resolução:

jÇâmff A : m« Sec - Í3JC - 6) ~\ ^ffm^AdffMuuípõí, AiWí: ' n* 5x - 3sc + « £JC + 4 -- 3oz - 6

3x - 5 4?fo>n&£: M - 3x- 5 -

d. Considere três átomos M , H e T. Os átomos M e T são isótopos; os átomos H e T são isóbaros e os átomos M e H são isótonos. Determine o número de elétrons do átomo H , sabendo que o átomo M tem 20 prótons e número de massa 41, e que o átomo T tem 22 nêutrons.

x -y * = w

Resolução:

CL-I-41-&0 4J4-&.£1

16

Três átomos A, B e C apresentam respectivamente números de massa pares e consecutivos. Sabendo que o átomo B possui 27 nêutrons e o átomo C,29 prótons, determine os números de massa desses átomos, de modo que A seja isótopo de B e isótono de C.

Resolução:

<£.x - y = «3cc + 4 - 49 oZx * <0 - y - A 7 4& *<0, -05 = £7 ãX = 50

«kc f-4 = 5A

f. Tem-se um átomo A com número atómico 5 e número de massa (3x - 5). Este átomo é isótono de um átomo B que apresenta número de massa (2x - f 1) e um proton a mais que A. Calcule os números de massa.

Resolução:

3x - 5 Ox + 1 3x- 5 -5 = cOx + 1 - í si ./ 5+n 3x-10=âx-5

[ <A0úmõí 1 x = 5 M - 5 = 3 (S) -5-10 <2X + 1 = %í - H

17

^ ( I l SC* — 66) — Sejam dois elementos isóbaros A e B. Sabendo-se que o número atómico de A é 64 e o número de massa de B é 154, então, o número de neutrons no núcleo dos átomos de A será:

( X ) igual a 90. ( ) igual a 64. ( ) igual ao dos átomos de B. ( ) faltam dados para o cálculo.

Resolução:

(PUC-SP — 74) — Dados três átomos A, B e C, notamos que: A e B são isótopos; A e C são isótonos; B e C são isóbaros. Sabemos ainda que:

• a soma dos números de prêtons existentes em A, B e C é 79. • a soma dos números de neutrons existentes em A, B e C é 88. • o número de massa de A é 55.

Consequentemente, podemos concluir que os átomos A, B e C têm respectivamente:

Números atómicos Números de massa

X ) 26 - 26 — 27 55 — 56 — 56 ) 25 — 25 — 29 55 — 59 — 59 ) 24 - 24 — 31 55 — 62 — 62 ) 27 — 27 — 25 55 — 53 — 53 ) 28 — 28 — 23 55 — 50 — 50

Resolução:

* No final deste livro você encontra o significado das siglas.

18

CL + Jy t c - 79 d = 55

d tJL + £ * 88 * 19

1= SCJ \f*5í

a + CL + c = P'1?

d - CL - ̂ - C (^A0ta?l<XÍ)

cL - A, = J - c 5 5 - A - 5G-C

C - CL = 1

ACL * X. - 79 AOL + 1 * CL = 79

3 CL -- 7g

\CL- AG ir-AG ¿2 = Al

Distribuição de Elétrons — Fundamentos

1. Complete as lacunas:

a. Os elétrons em torno do núcleo em sucessivas CJ3/777/1.-

Jjl&A. concêntricas.

b. As órbitas de elétrons se distribuem em SZL/?7?ZLA//?SÚ, .

c. O número máximo de camadas em um átomo é JL mas, cada átomo

usará tantas quantas sejam necessárias para alojar seus elétrons.

d. As camadas são nomeadas de dentro para fora K. L M N Q P Q

e comportam respectivamente: <3, 8 18 3c2 3<2 18 ¿1 elétrons.

e. A última camada em qualquer átomo só poderá ter no máximo 8

elétrons.

19

2. Dar a distribuição dos elétrons dos elementos abaixo:

a. , 2 M g camadas K L M N a p Q

elétrons g

b. i 6S camadas K L M N o p Q

elétrons $ (o

c. 3 7 Rb camadas K L M N O P Q

elétrons 4 8 18 ç

d. 3 5 B r camadas K L M N o p Q

elétrons 7

e. si Sb camadas K L M N O p Q

elétrons â 8 (8 tf

f. 36 Kr camadas K L M N 0 P Q

elétrons 8 tf

g. 54Xe camadas K L M N O P Q

elétrons 3 8 18

h. 8 8 Ra camadas K L M N O P Q

elétrons °2 8 18 tf

i . seRn camadas K L M N O p Q

elétrons «7 2 3A 18

20

3. Vamos resolver:

3

i 2 c Q B A 0

5 5 N 0 T 7 4 5 E T E

6 E L E T "R 0 N 11

U 0 U 10

Q I T 0 P 9 L A M A D A 5 R u L E E 0 S T ~7 M N 12 I 5 0 T 0 M 0 E

T N T

13 H i 13 R 0 G E N I

Horizontais:

I . Átomos com mesmo número de massa e diferentes números atómicos. 4. Número máximo de camadas de elétrons. 6. Partícula atómica de carga negativa. 8. Número máximo de elétrons na última camada de um átomo. 9. Divisões da eletrosfera.

12. Átomos com números atómicos e de massa diferentes e mesmo número de nêutrons.

13. E o átomo mais simples da natureza.

Verticais: 1. Átomos de um mesmo elemento com números de massa diferentes. 2. Número máximo de elétrons da camada L. 3. Número máximo de elétrons da camada K. 5. Partícula do átomo sem carga elétrica. 7. E formado de prótons e nêutrons.

10. Número máximo de elétrons da camada M . I I . Conjunto de átomos de um mesmo número atómico.

21

l'ara você pensar: 1. Tem-se três átomos A, B e C. O átomo A apresenta (x + 6) prótons

e é isótopo de C, o qual possui (4x) prótons e número de massa 18. O átomo C é isótono do átomo B, cujo número de massa é 19. Determine o número de elétrons da últ ima camada do átomo B.

Resolução:

A 1Í y 4.x t

4X = X+G

3x * G

X --

19 - y -- / / - 4sc

19 -y = 18 - S

y - 9

K •

L

j i ,

2. Um átomo genérico A possui 15 neutrons e distribuição eletrônica:

K L M

2 8 4

Um outro átomo B, isóbaro de A, possui 14 nêutrons. Qual é a sua distribuição eletrônica?

22

Resolução:

<2 t S + 4 - 14 p/i&¿07i4,

•45 + 14 - 14 ->• x x-- fs

•tU OTJ£UÁÕ71Í

•^XI¿OUZ¿X, ¿x Mirria J3 peoacu, fSÀ/c&oïtd,

"K i

L M B 5

3. ( IME — 74) — Sejam os elementos hipotéticos 1?°A, B e C de números atómicos consecutivos, na ordem dada. Sabendo que A e B são isóbaros e que B e C são isótonos, determine o número de nêutrons do elemento B e o número de massa do elemento C.

Resolução:

15°A 64 63 C

X= 150 X - G3 = y - GU 150- 63 = y - 64

y -- fsf

JlQ^vzûiff cá, /?zé¿¿Á¿m4 ¿á. 3 : x, - (S 3

750 - ¿ 3 87

jfx¿07z¿Au'\c¿t /T72C2A4CZ ¿¿t C' : y = 151

23

4. (COMCITEC — 74) — Assinale a alternativa falsa:

( ) A soma do número de prótons e nêutrons no núcleo de um átomo indica o número de massa deste átomo.

( ) Um elemento deve ter seus átomos sempre com o mesmo número de nêutrons.

( ) Embora os números de massa dos átomos de um mesmo elemento possam variar, seu número de prótons permanece constante.

( ) Átomos de um mesmo elemento com diferentes números de massa são chamados isótopos.

( ) O numero de prótons no núcleo de um átomo é conhecido como seu número atómico.

UNIDADES II e III

LIGAÇÕES QUÍMICAS (Fundamentos)

Substâncias Puras

1. Preencha as lacunas:

a. Um grupo de elementos, denominados /n&Ói£á— , existem

na Natureza, na forma de átomos isolados.

b . Esses elementos são / / -&. ATE, /K, TCZ, Xt, R/n .

c. Tais elementos apresentam & elétrons na última camada com

exceção do '""'̂ que só tem dois elétrons.

d. O fato de apresentarem a última camada completa faz com que

esses elementos sejam £4/ÍívtOÍ de tal forma que podem

existir como átomos isolados.

e. Os demais elementos apresentam a última camada incompleta, isto é,

com M''lC7l de oito elétrons.

2. Responda às questões:

a. Como os elementos que não são nobres podem atingir uma estrutura mais estável semelhante à dos gases nobres?

b. O que é um aníon?

¿¿072 ÁÍZ??7z/R /Hc AA^^

25

c. O que é um catíon?

Z>i?/<;..

d. Dois átomos que precisam ganhar elétrons podem ligar-se? Como?

3. Usando os esquemas de Lewis, montar as fórmulas indicadas:

a. , j M g com a O

26

d. 6 C com ,7C1

e. 7 N com , H

f. , 6S com 1 7C1

27

b. I 3 A l com 9 F

c. n N a com s O

4. Vamos resolver:

Horizontais:

,1. Ligação por compartilhamento de pares de elétrons. 2. Ion negativo. 3. Substância composta. 4. Variedade alotrópica do elemento oxigénio, de fórmula 0 2 . 5. Conjunto de átomos unidos por ligações covalentes. 6. Variedade alotrópica do carbono, e a substância mais dura conhecida.

Verticais: 1. Ion de carga positiva. 2. Ligação através de íons. 3. Fenómeno pelo qual átomos de um mesmo elemento podem formar

mais de uma espécie química simples. 4. Variedade alotrópica do elemento oxigénio, de fómula 0 3 . 5. Variedade alotrópica do elemento carbono, usado na fabricação de

lápis. 6. Substância formada por moléculas quimicamente iguais. 7. Substância formada por hidrogénio e oxigénio.

28

Vamos raciocinar:

1. (UNB — 74) — Um íon de carga + 2 possui 15 elétrons. O seu número de neutrons é duas unidades maior que o número de prótons. Calcule o número de massa do elemento correspondente:

Resolução:

J C + ¿ - x

f5 ¿¿¿Amd, pttám& 17fMdámi x ¿W2 /ó~+£ = 77p<zá¿u7Zé 17' +c3s = 79 f7it¿cÁ^^potám¿y

¿y Aiôo /7Z6¿v7ie/io' ax- /7TZ¿ZM¿L¿

17 + 19 - 3&

2. Determine o número de elétrons e faça a distribuição eletrônica do aníon bivalente que apresenta número atómico (3x + 3), número de massa (8x) e 22 nêutrons:

Resolução:

8 ce -(3oc+3) -Sx, - 3x - 3 = A A

5oz - J¿5 X- 5

XCNICUN£Y, XY /?ZIÍ077MÕR,A¿¿?I7I¿C¿'1 •• 3 x + 3 = 3(S) * 3 - 1$.

<¿ ¿¿¿ÁU?Z<L ÂMZI 7P+A = °ZO, /ZE¿4 ¿A. A m CA^A -<2.

^¿¿¿¿¿¿ituxx^

K L M N

4 S JO-

S

29

i l C l 0 | V | A L E l Ni T | E l

2 E

~L T

~R~

i/

-A

L

E

~ T

"ET

A I N I O I NI

1 C

~A~

T

T o

3

A L

~ Õ

~ T

~R

~Õ P

I A

4| o | i G | E N I I 0

4

~Z

N

3 [ C l 0 | M I P J OI S I T J Q|

6 P

U

A

7 A

U

_ ^ ? SI M| O| L E E U L | A

5

G

R

"A F

T

6| A J I J A I M J A J N I T I E [

3. (FESJ Campos — 73) — Quando um átomo perde 3 elétrons, a carga do íon formado será:

( ) + 5 ( ) - 5 ( X ) + 3 ( ) "3

Resolução:

.0 X —* X + 3 JL-

$A3t¿m¿ü ? -- *3

4. Dê a distribuição dos elétrons em camadas, de um íon de número atómico 35 e que apresenta carga - 3 :

Resolução:

K L M KJ O

A, 8 A

M S

30

UNIDADE IV FENÓMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS

1. Assinale Certo ou Errado:

a. Fenómeno é sempre um fato extraordinário. ( ) Certo ( X ) Errado

b. Em um fenómeno físico, não há formação de novas substâncias. ( X ) Certo ( ) Errado

c. Em um fenómeno químico, há formação de novas substâncias. ( X ) Certo ( ) Errado

d. No fogão, a queima do gás é um fenómeno físico. ( ) Certo ( X ) Errado

e. A evaporação da água é um fenómeno químico. ( ) Certo ( X ) Errado

2. Complete com as palavras físico ou químico:

a. Eclipse solar é um fenómeno ^ J / R / Y .

b. Você deixa cair um pedaço de giz e ele se quebra. Isto é um fenó

meno ^Ajs/y . c. A obtenção do hidrogénio a partir da água é um fenómeno ' -

31

5 5 X 5 ' û?-° UXXÄÜ^VU - 35 + 3 32

UNIDADES V e VI

PROPRIEDADES DA MATÉRIA E MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO


a. Propriedade /JM/?/, é aquela que você pode observar em qual

quer espécie de matéria.

b. Propriedade ////NS/SR/?, I, è aquela comum a grupos de

substâncias.

c. Propriedades Sxtfi/x/j^s~X?A são aquelas peculiares a cada

substância pura.

d. Propriedades físicas estão relacionadas com os fenómenos jfy'íSje'~

e. As propriedades v•/--:.:: são aquelas rela-

cionadas com os órgãos dos sentidos.

2. Assinale a alternativa correta:

a. Massa, extensão, impenetrabilidade são exemplos de propriedades:

( ) particulares. ( a ) gerais.

( ) funcionais. ( ) específicas.

b. A matéria é divisível. Esta divisibilidade tem um limite que é:

( ) a molécula. ( ) as partículas elementares. ( ) os prótons. ( X ) o átomo.

c. Ao cessarem as forças que causam a deformação em um corpo, ele volta à forma primitiva. Esta propriedade geral é: ( ) primitividade. ( ) mobilidade. (X ) elasticidade. ( ) porosidade.

33

3. Observe os guarros e complete:

É um fenómeno //4<íC^ É um fenómeno _ _

É um fenómeno //A/r/V É um fenómeno j2u/<7f7/r/f

32

d. Densidade é a relação entre: ( X ) massa e volume. ( ) volume e massa. ( ) número de massa e volume. ( ) estrutura cristalina e número atómico.

e. Colocando-se 400 g de sal de cozinha (NaCl) em 1 litro de água pura à temperatura ambiente (25 °C), o que acontece? (Vide tabela de solubilidade no livro-texto na p. 53) ( ) o sal se dissolve totalmente. ( ) o sal não se dissolve porque, sendo excessiva a quantidade,

ela deposita-se. ( X ) parte do sal se dissolve e o excesso se deposita, ocorrendo

uma solução saturada. ( ) o NaCl a 25 °C é insolúvel.

f. O estado físico de uma substância depende de: ( ) temperatura, somente. ( ) temperatura e fonte de calor. ( x ) temperatura e pressão. ( ) temperatura, pressão e fonte de.calor. .

g. Durante a mudança de estado de uma substância pura: ( ) a temperatura varia uniformemente. ( ) a temperatura será constante se variar a pressão. ( ) a temperatura depende da fonte de calor. ( X ) a temperatura se mantém constante, à pressão constante.

h. Sublimação é: ( ) passagem ao estado gasoso. (x ) passagem do estado sólido ao gasoso e vice-versa. ( ) uma propriedade química da substância. ( ) variação da temperatura de vaporização de uma substância.

i . Evaporação, calefação, ebulição são processos de: ( ) passagem do estado líquido ao de vapor. ( ) passagem do estado sólido ao estado de vapor. ( ) transformações que não dependem da substância e da tem

peratura do sistema. ( ) obtenção de substâncias puras.

34

UNIDADE VII

MISTURAS


a. Mistura é a associação de substâncias de moléculas quimicamente

eúÁâz&úú • b. As misturas são classificadas em J?/r7r7/9rt//r?//?, e -Á*Á¿sV-

e este critério é puramente visual.

c. Em uma mistura cada substância se mantém inalterada conservando

suas p/!/jr)/> /ts/sisJfA, .

d. As misturas homogéneas são /m/rn/v/sy/i/r/i4. , isto é, apre-

sentam um único aspecto (fase).

e. As misturas heterogéneas são p/y/z/sí^/V/i^. , podendo ser

bifásica, trifásica etc.

f. Cada fase é um sistema Afírr7/^ry//r?/>/Y .

2. Classifique as misturas abaixo, relacionando as colunas:

(d) I água 4- óleo a. sistema homogéneo líquido-líquido (ir) II água + sal b. sistema homogéneo líquido-sólido (Ou) III água + álcool c. sistema heterogéneo líquido-sólido OC ) IV álcool + serragem d. sistema heterogéneo líquido-líquido (£ , 1 V sangue e. sistema heterogéneo gás-sólido (SL, ) VI ar atmosférico f. sistema homogéneo gás-gás ( C > VII leite (JC ) VIII água do mar (ir ) IX água do mar filtrada ( f ). X ar atmosférico filtrado

35

3. Vamos resolver:

1 F A 1 R A

5 T ! L ç 0 L A

3 L R A c Ã Q 0

H 0 M 0 Û r- N E A G A

A 5 T A M I

I 5 A ç A n L

6 V N T L A L Ã 0

7 2

Horizontais:

1. Cada uma das partes de um sistema heterogéneo. 2. Processo de separação de uma mistura homogénea líquido-sólido ou

líquido-líquido. 3. Processo que emprega um objeto poroso para separar um sólido de

um líquido ou sólido de um gás. 4. Mistura em que não podemos ver as partes constituintes. 5. O mesmo que peneiração. 6. Processo que usa uma corrente de ar para arrastar um sólido mais leve. 7. Mistura em que podemos ver as partes constituintes.

Verticais:

1. Deixar passar espontaneamente à temperatura ambiente, do estado líquido ao de vapor.

2. O mesmo que análise imediata ou método de separação de misturas. 3. Processo rudimentar em que separamos os componentes de uma mistura

de sólidos, com as mãos ou pinças.

36

Agora, vamos resolver estas questões:

1. (MAPOFEI — 71) — Durante a fervura de um líquido homogéneo, à pressão constante, a temperatura varia conforme indica o gráfico:

Pergunta-se:

• Trata-se de substância pura? 'tM/r .

• Por quê?

'/é, /Á^/rf/yj; rcw/zÁ/nÁ. , :

2. ( ITA — 73) — Para separar uma mistura de açúcar comum e sal de cozinha, recomenda-se empregar: ( ) destilação fracionada. ( ) sublimação. ( ) água e usar filtração. ( X) solvente que não seja água. ( ) decantação.

37

2

4 j

3. (EESC — 66) — Um sistema, cujo componente é apenas água, é constituído por água no estado líquido e 3 cubos de gelo. O sistema é do tipo:

( ) heterogéneo com 4 fases. ( ) homogéneo. ( ) heterogéneo com 2 fases. ( ) heterogéneo com 1 fase.

4. (EESC — 66) — Um sal solúvel em água pode ser facilmente separado da água por: ( ) decantação do solvente. ( ) filtração a vácuo. ( ) evaporação do solvente. ( ) n.r.a.

2 3

3. (FESJ Campos — 72) — Um elemento químico e uma substância simples diferem entre si em termos de:

( X) alotropia. ( ) isotopia. ( ) isomeria. ( ) isobaria.

6. (FESJ Campos — 72) — Um elemento químico:

( ) é formado de átomos isóbaros. ( ) não pode formar substâncias compostas. (A") pode formar substâncias simples diferentes. ( ) pode ter números atómicos diferentes.

7. (MED — GB — 68) — Tem-se uma mistura de cloreto de sódio e dióxido de silício. Pesaram-se 5 g da mistura, adicionaram-se 200 ml de água, agitou-se bem e filtrou-se. Em seguida, lavou-se bem o recipiente que continha a mistura, transferindo todo o seu conteúdo para o funil de filtração. Após lavagem e secagem, o resíduo, que ficou no papel de filtro, pesou 2,32 g. Qual a porcentagem de cloreto de sódio na mistura?

Resolução:

chte&^su3a& t dcdxcdâ tú AiãcótX -- 5^ x

sáâm&nZi /XtXíeXcr tá Àâdá? = â-A, 3*2 s 3,G8<^

córuúx ait A0<±¿#

.. 40õJ_

Shl^íícy, 53,£'Átú, c¿c*i¿ctr¿á¿¿catr.

38

8. (FESJ Campos — 73) — Num recipiente fechado tem-se água líquida e seu vapor. Estamos em presença de:

( ) uma mistura isóbara. ( X ) uma substância em estados físicos diferentes. ( ) uma mistura heterogénea isotônica. ( ) n.r.a.

9. (EESC — 66) — Alotropia é o fenómeno pelo qual:

( ) podem existir átomos do mesmo elemento com diferentes massas. ( ) podem existir átomos de diferentes elementos com a mesma

massa. ( ) podem existir diferentes substâncias compostas, formadas a partir

do mesmo elemento. ( X ) podem existir substâncias simples diferentes, formadas pelo

mesmo elemento.

10. (E.E. MAUÁ — 65) — As seguintes peças são essencialmente utilizadas numa filtração comum:

( ) vidro de relógio, papel de filtro, béquer, almofariz, tripé. ( ) kitassato, tripé, funil, bureta, papel de filtro. ( X ) haste de vidro, funil, erlenmeyer, papel de filtro, béquer.

11. (CESCEM — 73) — Para se obter água pura a partir da água do mar, o processo mais aconselhável seria:

( ) diálise. ( ) filtração. ( ) decantação. ( ) centrifugação. ( X ) destilação.

12. (CESCEM — 74) — Considere as seguintes fases relativas a uma mistura de substâncias:

I . Os componentes podem estar em quaisquer proporções. I I . O volume da mistura é a soma dos volumes dos componentes.

I I I . As misturas são sistemas polifásicos.

Das três fases, somente:

( ) I é sempre verdadeira. ( ) I I é sempre verdadeira. ( ) I I I é sempre verdadeira. ( ) I e I I são sempre verdadeiras. ( ) I e I I I são sempre verdadeiras.

39

x = iOO53,G^

UNIDADE VIII

O ÁTOMO (Estudo mais detalhado)

1. Relacione as colunas referentes a características de modelos atómicos com seus respectivos autores:

( I I I ) esfera sólida I . Rutherford ( I I ) eletrosfera dividida em camadas I I . Bohr ( 1 ) átomo planetário (autor da ideia) I I I . Dalton


O modelo atómico de Bohr estaria errado ao afirmar que: ( ) Os elétrons não perdem energia em um átomo no estado funda

mental, isto é, no estado de menor energia. ( ) O átomo contém um núcleo. ( ) Os elétrons, quando recebem energia, podem saltar para camadas

mais externas. ( ) Um átomo só pode ganhar energia por quantidades equivalentes

a um múltiplo inteiro de quanta. ( X ) Os elétrons estão em órbitas circulares ao redor do núcleo.

3. Associe o fato científico ao respectivo cientista:

(111) Energia dividida em "pacotes", cada um chamado quantum. I . De Broglie

( I ) Elétron com características de partícula e onda. I I . Thomson

( 11) Participou ativamente do estudo dos raios catódicos. I I I . Planck

40

4. Vamos resolver:

1 c A L)

2 E L E T R 0 M \l A C ¡j 0

4 M 5 0 u N

1. Na ampola de Crookes, é o pólo negativo.

2. Os raios catódicos são formados por xlbst&TZd . 3. Nos tubos de raios catódicos a pressão é bastante baixa, ou seja, pra

ticamente existe VCLCLLC .

4. Emissão radiativa formada apenas por ondas eletromagnéticas.

5. Partícula descoberta no estudo dos raios canais.

5. Observe a figura abaixo, referente a dois saltos de elétrons.

Assinale a alternativa falsa:

( ) O salto I absorve energia. ( ) O salto I I liberta energia. ( ) O salto I I está associado a uma energia de 20 kcal. ( ) A energia libertada ocorre na forma de ondas eletromagnéticas. ( X ) O salto I é espontâneo.

6. Os números quânticos: principal, secundário e magnético estão ligados, respectivamente, aos conceitos de:

( ) nível, orientação do orbital, rotação do elétron. ( ) nível, subnível, orientação do orbital. ( ) nível, orientação do orbital, subnível. ( ) orbital, subnível, nível. ( ) subnível, nível, orbital.

41

7. Assinale Certo ou Errado:

a. Teoricamente, um átomo apresenta infinitas camadas, mas apenas sete são conhecidas. ( X ) Certo ( ) Errado

b. Teoricamente, um átomo apresenta infinitos subníveis, mas apenas quatro são conhecidos. ( X ) Certo ( ) Errado

c. Orbital é a região do espaço onde temos absoluta certeza de encontrar um elétron. ( ) Certo ( X ) Errado

d. Subnível f apresenta 5 orbitais. ( ) Certo ( X ) Errado

e. O orbital d apresenta, no máximo, 10 elétrons. ( ) Certo ( X ) Errado

f. O subnível d apresenta, no máximo, 10 elétrons. ( X ) Certo ( ) Errado

g. A camada com n = 4 pode apresentar os subníveis s, p, d, f. ( X ) Certo ( ) Errado

h. O diagrama de Pauling serve para mostrar o tamanho do elétron. ( ) Certo ( X ) Errado

i . Spin é um número quântico associado à rotação do elétron.

( X ) Certo ( ) Errado


a. O quarto nível de energia (n = 5) apresenta somente os subníveis: ( ) s ( ) sp ( ) spd ( X ) spdf ( ) spdfgh

b. Agrupando os subníveis 4f, 6p, 5s, 3d em ordem crescente de energia, teremos: ( ) 5s -3d—4f—6p ( X ) 3d—5s—4f—6p ( ) 3d—4f—6p—5s ( ) 4f—6p—5s—3d ( ) 6p—4f—5s—3d

c. Um elétron situado no subnível 4p apresenta número quântico principal (n) e secundário ( ( ) valendo: ( ) n = 4 e í = 0 ( ) n = 1 e <? = 4 ( X ) n = 4 e / = 1 ( ) n = 4 e f = 2 ( ) n = 0 e e = 0

d. "Um elétron situado na região 3d estará em um subnível

do nível."

42

A alternativa que completa corretamente o texto é: ( X ) d; terceiro. ( ) d; quinto. ( ) f; terceiro. í ) d; primeiro. ( ) s; terceiro.

9. Analise as três afirmações: I . Orbital é o conjunto de pontos ou região mais provável para lo

calizarmos um elétron. I I . O elétron procura sempre, na eletrosfera, a região de menor energia.

I I I . Em um átomo, não encontraremos dois elétrons com os mesmos números quânticos.

Estão corretos: ( ) I somente. ( ) I I I somente. ( X ) I , I I e I I I .

( ) I I somente. ( ) I e I I apenas.


Um elétron na posição ls apresenta: ( ) n = 1, í = 1, m = - 1 ( ) n = 0, ! = 1, m = 0 ( ) n = 2, I = 0, m = 1

( ) n = 1, I = 0, m = 1 ( X ) n = 1, í = 0, m = 0

11. Analise as três afirmações:

I . A configuração do sódio (Z = 11) é ls 2 2s2 2p 8 3s2 3p6

I I . A configuração do cloro (Z = 17) é ls 2 2s2 2p6 3s2 3p 5

I I I . O subnível 3d possui menos energia que o subnível 4s.

Estão correias: ( ) I somente. ( X ) I I somente. ( ) I I I somente. ( ) I I e I I I somente. ( ) I e I I somente.

12. No texto:

"Um sistema atómico apresenta configuração eletrônica representada

por ls 2 2s1. Isto nos diz que existem elétrons no sistema, dis

tribuídos em níveis de energia, e num total de orbitais."

A alternativa que o completa corretamente é: ( ) 3, 3, 3 ( ) 3, 2, 2 ( ) 3, 3, 2 ( ) 3, 2, 3 ( ) 2. 3, 3

43

13. Sabendo que os orbitais de um mesmo subnível apresentam a mesma energia poderemos afirmar que a única diferença entre os três orbitais p de um mesmo subnível estará:

( ) na forma. ) no volume. ) na orientação espacial. ) na energia. ) no número máximo de elétrons que eles podem admitir.

14. Qual das representações abaixo não está de acordo, simultaneamente, com as regras de Hund e Pauli?

) (

( ) ( )

t t t ti t

( X )

( )

íí t tt t t

ti t t 15. Escreva, no espaço abaixo, as configurações:

a. do escândio (Z = 21) Sc {1/é 2J£ ZJO6 3xè 3M£ tf** 3d.1

7 i b. do manganês (Z = 25)

M n { U ZJ£ òjè SysÉ ^ 3 d l 5

16. Os testes a e b se referem ao texto abaixo:

"As expressões 2n2 e 2 ( 2 1 + 1 ) são usadas para determinar o número máximo de elétrons em um nível e em um subnível, respectivamente. Nestas expressões, n ê número quântico principal e I é o secundário".

a. A expressão 2n 2 nos diz que, teoricamente, o quinto nível de energia deveria apresentar: ( ) 22 orbitais. ( ) 23 orbitais. ( ) 24 orbitais. ( ) 25 orbitais. ( ) 26 orbitais.

b. Se existisse um subnível com 22 elétrons, no máximo, o valor de seu número quântico secundário seria: ( ) 1 ( ) 2 ( ) 3 ( ) 4 ( ) 5

17. Complete a configuração do ferro (Z = 26), colocando os elétrons nos subníveis e orbitais indicados:

Fe { ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d

44

Agora indique os elétrons mais afastados e complete o quadro abaixo:

n 1 m s

1? elétron

2? elétron

Em seguida, indique o elétron de maior energia e complete o quadro com seus números quânticos:

n =

I =

m =

s =

18. Faça a configuração do boro (Z = 5), colocando também os orbitais:

B {

Neste caso, o elétron de maior energia é também o mais afastado? (X ) Sim ( ) Não E quais os seus números quânticos?

n =

I =

m =

s = T

19. Dizemos que um átomo está no estado fundamental quando todos os seus elétrons estão nas posições de menor energia permitida. Agora veja as distribuições abaixo:

D ls' 2s< I I ) ls 2 2s2 2p< I I I ) l s 2 2s2 3s'

Não estão no estado fundamental as configurações:

( ) I somente. ( ) I I somente.

( ) I I I somente. ( ) I e I I somente.

( ) I e I I I somente.

45

20. Vamos resolver:

1

2

M 1

2 0 R B ! T A L 3 L

4 I T 0

5 N H I D R 0 f N 0

7 p T I 8 IH £

1. Símbolo do número quântico magnético. 2. Região mais provável para se achar, um elétron. 3. Símbolo do número quântico que indica subnível. 4. Na distribuição ls- 2s : 2p4 encontramos xi/Áfr elétrons. 5. Símbolo rto número quântico principal. 6. Átomo neutro que tem distribuição ls 1 . 7. Um dos isótopos do hidrogénio. 8. Símbolo do elemento de número atómico 2.

Na vertical indicada aparecerá o nome de: "Instrumento que mede a velocidade de um curso de água por meio da rotação de um conjunto de pá s . "

21. Faça as distribuições eletrônicas: a. do vanádio (Z = 23)

v í / 4 , 4 A^áp6 dsà àp6 44* I 3ci3

Agora,reagrupe os subníveis segundo as suas camadas:

K L M M

Muito bem. Agora, complete o quadro abaixo para este átomo:

camadas K L M N

n? de elétrons <2j 8 44 At

46

b. do criptônio (Z = 36)

Kr j Y d 2 o242 Ap6 Ò A 1 3p£ 4id 3d'0 Up6

Reagrupando os subníveis:

Kr J"à Jp6 3p" 3dd tti? 4pe

K Completando:

camadas K L M N

n? de elétrons 4 8 18 8

Vejamos como andam seus conhecimentos:

1. (POLI — 68) — Escreva a estrutura do átomo de fósforo (número atómico 15), indicando a distribuição dos elétrons nos diferentes orbitais p. Resolução:

15 i5.¿Mmí

3p 3

u u f f j j

2. ( ITA — 66) — Nos modelos atómicos atualmente aceitos, o número máximo de elétrons presentes num mesmo orbital é: ( X ) 2 com spins contrários. ( ) 2 com spins no mesmo sentido. ( ) 8 com spins contrários. ( ) 8 com spins no mesmo sentido. ( ) 18 com spins variados.

3. ( ITA — 74) — A configuração eletrônica do átomo de cálcio (Z = 20) no seu estado fundamental é:

( ) l s 2 2s2 2p 6 3s2 3p" 4s2

( ) l s 2 2s2 2p« 3s2 3p e 3d 2

( ) l s 2 2s2 2p» 3s2 3d 2 3p 8

( ) l s 2 2s2 2p8 3s2 4s2 3d e

( ) nenhuma das respostas anteriores.

47

4. (FEI — 68) — O fato da não existência de mais de dois elétrons num orbital é assegurado pelo princípio:

( ) da exclusão de Pauli. ( ) da incerteza. ( ) da conservação da energia. ( ) da conservação da massa.

5. ( A M A N — 73) — O total de orbitais com número quântico secundário igual a 2 é:

( ) 1 ( .) 2 ( ) 3 ( ) 4 ( X ) 5

6. (CESCEM — 68) — Conforme as regras que regulam os valores dos quatro números quânticos, qual dos seguintes conjuntos de valores é possível:

n i m s

( ) 2 0 2 1/2 ( ) 2 2 0 1/2 ( ) 4 2 - 1 1/2 ( ) 2 0 2 -1/2 ( ) 3 2 3 -1/2

7. Assinale a alternativa falsa:

( ) Os raios catódicos são constituídos de partículas negativas. ( ) Os raios canais são constituídos de partículas positivas. ( ) O elétron tem o comportamento de partícula e de onda, simul

taneamente. ( ) O elétron, ao redor do núcleo, não pode assumir qualquer valor

de energia. (X ) O elétron, em um orbital esférico do tipo s, possui trajetória

circular.

8. Não está de acordo com a Regra de Hund a distribuição eletrônica:

( ) l s 2 2s2 2p2 2 P ; 2pl (X ) l s 2 2s2 2p2 2p2 2p° ( ) l s 2 2s2 2pl 2pJ 2pl ( ) l s 2 2s2 2pi 2py° 2p? ( ) l s 2 2s2 2p2 2p 2 2pl

48

UNIDADE IX

MASSAS

1. Vamos completar:

2. Determine o valor da massa atómica do átomo X, conforme a figura:

a. b.

Resposta: mx = //rm^. Resposta: m, —

49

c.

Resposta: m r = f?'At/mcL

3. Vamos resolver alguns problemas:

a. A massa de um átomo X é - | - da massa do isótopo 1 2 do carbono. A massa de X é ?

Resolução:

Y • A x fol xvmau

b.

Resolução:

Resposta: /LtL gnya

50

c. A massa de um átomo X é de -y da massa de um átomo A. Qual é a massa de X, sabendo-se que a massa de A é o quádruplo da massa do isótopo \% do carbono?

Resolução:

Resposta: • g/nin, d. Têm-se dois átomos A e B. A soma das massas de A e B é igual

ao triplo da massa do isótopo 12 do carbono; e a diferença das massas de A e B é igual a j da massa do isótopo 12 do carbono. Disso você conclui que as massas de A e B são ?

Resolução:

/rr>A + rme - 3/m^ "77, • • rm& - 3í

nr> s / £ uma, a

Resposta: nu = nP/) ///mn mB — //srr?S7,

51

52

4. Consulte a tabela de massas atómicas e calcule a massa molecular de: a. C 0 2 (gás carbónico)

-/ X / 4 » « / A /<s <r—"

44 XJLOTZCU

b. C 6 H 1 2 0 6 (glicose)

c. H 3 P0 4 ( ácido fosfórico)

^3 x f =

H3 P3*C7^G < — i x 31 - 31

4 x 1G -- <õt

d. C 2H 6(etano)

^ - 2 x I A - A4

- 6 x 1 ¡2

e. C2H4O2(ácido acético)

^ . » 2 x loi -- Au

^ 2 x /C - J 2 6<9 u/MA.

f. H 2 S 2 0 7 ( á c i d o pirossulfúrico)

^ = «2-

7 x Já = ^ / 7 <P urmjx,

g. S0 3 ( tr ióxido de enxofre)

f x 3 A = 3 4

^3 x 4 / Socorria,

h. CeHeO (fenol)

6 x IA - 7 2

x fef ^ 94 wrrux,

i . P 2 0 5 (pentóxido de difósforo)

4 x ÒÁ = 6 A

x /6 ? ¿ 0

j . Si0 2 (dióxido de silício)

^ ^ o i x té _3«2 \ 6 0 Mjrncu

5. Complete:

massa atómica átomo-grama massa molecular molécula-grama

oxigénio o ;

hidrogénio H, 4 ¿urna.

enxofre S, 3a,¿¿07K3y c26£¡ ¿¿OTZCL <2~5Gq,

benzeno C 6 H 6

ácido hipo-nitroso £3, ¿¿MUL

6. Vamos fazer alguns problemas:

a. Observe a figura:

Agora, calcule o número de átomos-grama de enxofre:

Resolução:

<7l= 07? r £¿Q8 -- í,5 ¿Í&772M-qiarrricb A 31 /

Resposta;

54

b. Você tem 97,5 g de zinco. Com isso, poderá dizer que o número de

átomos-grama é _ ? Resolução:

rrruiAMb a¿rm¿cch cáyZw -- ¿5¿orna,, ¿ape- ¿5^ z'zrá¿ir-

/ma'- ̂ /izv^ia,

/)2 = ¿222 - 91.5 -- f, 5 ¿í¿rm¿a - fttevma,

Resposta: .„ H $

c. Calcule o número de átomos-grama existente em 19,2 g de oxigénio:

Resolução:

maMZh aíórn¿ca, ater 0'= 1&u¿on¿u; ¿n¿¿& /6p ¿ zr AJUC¿Í¿>''

r/n¿f- cy¡u2ÁV2zz

Resposta: &

d. Determine o número de moléculas-grama existente em 160 g de hidróxido de sódio (NaOH):

Resolução:

i M a O H ^ f c

N a -- A3 0 » 16 H - 1

n --/TT7 « o - 4 M 40

1 N a O H ^ H G

J kOumcu —*HOJ, tanmiduL^Mm,

Resposta: Jt—

55

i . Determine o número de moléculas-grama e o número de átomos-grama de oxigénio existentes em 3 kg de hidróxido de sódio (NaOH):

Resposta: 75mo¿¿¿^j!a<L-cyia/mcL e 75¿¿ymzxL-^Acunzch

j . Tem-se uma mistura de 2,5 átomos-grama de cloro e 3,5 átomos-

-grama de oxigénio. Você pode dizer que a massa da mistura é ?

da -- 8$, 75+5G -- mt 75 p nTicúí^dia

Resposta: 73 a

58

Determine a massa de uma mistura de 4,5 moléculas-grama de água com 1,5 átomos-grama de enxofre:

Resolução:

m. Faz-se urna mistura de 48 g de metano (CFL.) com 90 g de etano (C 2 H 6 ) . O número total de moléculas-grama da mistura é ?

Resolução:

Resposta: »

59

íâ ¡ - 1,5. 3A \

/7? - ^ 7 .'. ON * m. M \ ¡ N OV -- 4,5XIF i I

/m¿bú/íCL da, rtTZcl/uAxX = 81 + A8 .= /c£<?̂

Resposta: 7A9

ResoluçSo:

cC¿ - 35, 5 M/ma, \ 0 - l&M/rri£b ¡ /72 - j?77 /m = /7t. A | oO = om •'• non = /T). ^ \

on - =2,5 x35,5 ! /777 = 5 x /6 ¡ 88,75^, non -- >^£^-

Resolução:

d±

I : M uo / >

1 mi&¿¿cuícu-fleuma, - 1cd-j.dt0 JL&c^y:

„ , ^ j , | * - *

n. Você faz uma mistura de:

17,6 g de gás carbónico (C0 2 ) 56,0 g de nitrogénio (N 2 ) 12,8 g de oxigénio ( 0 2 )

O número de moléculas-grama nessa mistura é de ?

Resolução:

7. Vamos preencher este quadro?

P A D R A 0 V

M 0 U *

A' T 0 M 0 G R A M A L A A A B

"R "R

M 0 L

60

Para isso, use as respostas de:

Respostas

Nome que se dá ao volume ocupado por 1 mol de qualquer substância: MOLAR Massa atómica expressa em gramas recebe o nome de: ÁTOMO - GRAMA

E o nome da quantidade: 6,02 • IO 2 3 MOL Na escala de massas atómicas, o isótopo 12 do carbono foi escolhido como: PADRÃO Nome dado como homenagem póstuma ao número 6,02 • IO 2 3 : AVOGADRO

X- do isótopo 12 do carbono é a: UMA

8. Vamos resolver alguns problemas, envolvendo o número de Avogadro:

a. O número de moléculas existentes em 72 g de água, é

X = 7A X G.OA • = 4 x 6, OA x 10a3

18

Resposta: 4 x 6.04 • fO*3

U«sm^ m, rm- 56.0 -- ã.O

M ~ 44 '<

Q¿— 3cZ umay w Á¿a¿ c¿t /m¿J¿¿cu -

m - jm - icZ,8 = o, A \ "

Resposta: %

Determine o número de moléculas e o número de átomos existentes em 490 g de ácido sulfúrico (H 2 S0 4 ) :

Resolução:

/i% W*-Í,M x 10A3'maSécuAa, HA S OU <-34 . * ^JL-^JL \ ^ 490^ — - X

•'• OC= 490 X Q,0A x fOA3

98 •Z= 5 x <o,0d x 10™/77iaé£azla<i

Resposta: í<3,, f<2-

d. Vamos determinar a massa em gramas de 1 molécula de água (H 2 0) :

Resposta: 1-3 x f0~°^^

63

Resolução:

iTuvmjx ] X ímtéoxA

¿,04 x /0AS 6,0A

«X = 3 x 40'Ai<>

~<23 Resposta: 3 x /O r,

0

e. Qual é a massa em gramas de 1 molécula de gás carbónico (C0 2)?

Resolução: 6 U4<-3& \ T n, /

•2.3 •'• x s ^4 -- 44 x 10~

G,ÕA x IO*3 ç>,0A

= 7,3 x 10~%

m° /úsÁÉrmeí -- 7* 6x- G,ôA x 10

Resposta: 5 x v 1/Íi3/m/$r///stA. 35 x 6,0A x /fl^a&mstí.—

. Calcule a massa de J - • 6,02 • IO 2 3 moléculas de oxigénio ( 0 2 ) :

Resolução:

I ®A ~~ SAunmOj 34a — 6,0-2 x 1â*3rrri&fócuclaA, ^3

X A x $>'0A •* 10 5

oZ 3 3A x A x (°, 04 x 40

3 • 6 02 * 10a 3 t f. Você sabe que num frasco fechado existem '—̂ moléculas

de gás carbónico (C0 2 ) . Determine a massa em gramas dessas moléculas.

Resolução:

X H X G.OAx to u

44xJ'x 6,04 x 40ã3

:. x-- -L

Resposta: 3)3CJÍ g. Qual é o número de átomos existentes em 136,8 g de sacarose

(C, 2 H 2 2 0, , )?

Resolução: 4j 4 ir \ M3q> 6.0A x 10A3TnâáucAu

Z*Z j * - 3 ^ V / / 6 [ f36, tf x

5

07° oá dAr>7lc?i - 45 X °k X 6 ,04 x 10a

3 = f$ x 6,04 x /0a3

Resposta:

64

ft

65

h. Calcular o número de átomos de hidrogénio contidos em 3,52 g de

propano (C3Ha):

Resolução:

niA , i1 /^6 \ 4Ua, 6,04 x 40mta&uc/cut. Cs Hléif \ 7

~ | 3,54* X

.'. OC - & x (,,04 x 10Ai/JTIO&XMAIÍ, 45 ^

07* ck áA?7Zâi, s x 6,04 x 40 ds.44 ¿3

= 46 x 6,04 x 40&

45

J6 x 6,04* /0a3

Resposta: 45 i . Observe a figura:

Calcule o número de moléculas:

Resolução:

G, OA x 10^/rri^âcxuAu c2,<5,4 JL

dl 5>& d :. X = 56 X 6.0 A X idí3

4,5 x G.04 x 10^/?72aÈcuAixl

Resposta: '^d X 6,04 x 4Q

Neste frasco existe cloro (Cl 2 ) ocupando 5 6 I nas CNTP.

j . Quantos átomos existem em 134,4 i de nitrogénio (N 2 ) nas CNTP?

Resolução:

6,0a x 10â3orwâculcui -44,41

X - 434, U

• '. X = 6 x 6,04 x I0ãòf7rií^úx^^

a?" pk áhviod = & x G x 6, 04 x fO"**

- 14 x 6,04 x fO*13

Resposta: 44 x 6.04 X 4Q'Z3h'Áv7M

1.

Resposta: &oi.G£

66

m. Têm-se num recipiente fechado 3 ' 6 , j p ' 1 0 " moléculas de metano

(CIL). Qual é o volume ocupado pelas moléculas quando nas CNTP?

Resolução:

6,04 x 4(f3 ÍTTUSAMAM, <34, 4 £

3 x 6.04 x 10a6 X

5 4A.4 x J x G.04 x ÍO^

j2 - 5_ 6,04 x 0 a 3

X= 43 4401 Resposta: 13 440 f

9. Assinale a alternativa correta: a. 1 mol de etano (C 2 H 6 ) corresponde a:

( ) 30 ( ) 24 g ( ) 30 g ( ) 6,02 • IO 2 3 átomos

b. Têm-se 54 g de glicose (C 6 Hi 2 O e ) . Pode-se dizer que essa massa corresponde a:

( ) 180 moles ( ) 54 moles

( ) 3 moles ( X ) ^ mol

c. O número de moles correspondente a 78,4 g de ácido sulfúrico (H2SO<) é:

( ) 98 ( X ) 0,8 ( ) 8 ( ) nenhum deles

d. 2,5 moles de gás carbónico (C0 2 ) equivale a:

( ) 4 4 g ( X ) 1 1 0 g ( ) 88 g ( ) 25 g

e. Em 8 g de metano (CH.) existem:

( ) 6,02 • IO 2 3 moléculas. ( ) 2 • 6,02 • IO 2 3 átomos. ( ) 2 • 6,02 • IO 2 3 átomos de carbono. ( X ) 2 • 6,02 • IO 2 3 átomos de hidrogénio.

67

Calcule o volume ocupado pelo gás (C0 2 ) nas CNTP:

Resolução:

316 f X J

X = 401, G t

f. Em 20 g de hidrogénio (H 2 ) , o número de átomos existentes é:

( ) 6,02 IO 2 4 ( ) 2 • 6,02 • IO 2 4

( ) 10 ( ) 2

g. Em 54 g de água ( H 2 0 ) têm-se:

( ) 6,02 • IO 2 3 moléculas. ( ) 3 • 6,02 • IO 2 3 átomos de hidrogénio. ( ) 3 • 6,02 • 10 2 3 átomos de oxigénio. ( ) nada disso.

h. O número de moles correspondente a 9,6 g de oxigénio ( 0 2 ) é:

( ) 32 ( ) 3 ( ) 1/5 ( ) 3/10

i . O volume ocupado por 2 moles de gás carbónico (C0 2 ) nas CNTP é:

( ) 44 í ( ) 88 i ( ) 2 ,41 ( ) 44,8 í

j . 6,72 l de hidrogénio (H 2 ) nas CNTP, correspondem a:

( ) 3 moles ( ) 2 moles ( ) 0,5 mol ( ) 0,3 mol

1. O volume ocupado por 64 g de metano (CU,) nas CNTP é:

( ) 22,4 I ( > ) 89,6 I ( ) 64 I ( ) 67,2 í

m. 3 g de etano (C 2H«) nas CNTP ocupam o volume de:

( ) 22,41 ( ) 30 i ( X ) 2,24 í ( ) 4,481

Agora, vejamos se você realmente aprendeu:

1. (POLI — 68) — Quantos átomos existem em 72 g de ozônio? (O = 16)

Resolução:

l(_ \ ^8CL • <o,0à x 10 /moctcôClciA, 03 \ Uj. -c

X74 x 6,04 x 1033 /m&tkczc/oA,

m' ab. ÓÍ&TTIÔÍ = 3 x 7<Z * &,Q& x y c " 2 3

Jj7Z-° c¿L áíoTTicJí, = 4,5 x 6, 0£ \ fO'ÍS

68

2. (MAPOFEI — 74) — Uma substância gasosa G, simples e tetratômica, é formada pelo elemento X . A massa de 12,4 g de G ocupa o volume de 2,24 I (CNTPL Calcular:

• A massa molecular da substância G.

Resolução:

M 44,^1

til :. M -- 74, 4-

• A massa atómica do elemento X.

Resolução:

3&£¿7lüá? a¿¿¿ ¿L /?n¿¿A¿¿L/zr¿&ÍÍLs¿¿¿zt ¿ /44¿vma., /¿ma^q¿ue.^^r2¿2yíí¿b

4. 3. (MACK — 74) — Adicionándose 0,5 g de sódio a 3 átomos-grama de

sódio e a 3,01 • 10 2 3 átomos de sódio, a massa total de sódio corresponde a: (Na = 23)

( ) 78,00 g ( ) 0,78 g ( ) 8,70 g ( ) 7,80 g ( X ) 8 1 g

Resolução:

3 : X y 3,0/ A /o'^áárrnol. - 3 K 43

moAAcx X&ùzZ = 0,5 -t (0e)3 H,5

/ma44& Juzx2¿ -- 81, 0 y,

69

4. ( ITA — 75) — O número de átomos de oxigénio que existem em 0,10 mol de sulfato de alumínio anidro {A1 2 (S0 4 )3] é: ( ) 1,2 ( ) 2,4 • IO 2 3

( ) 12 ( X ) 7,2 • IO 2 3

Resolução:

Alz(S0h)a

/ miõl 14 x 6,04 x 10Ai

0,10 X

3C= 0,10x12 x(z,0ZX.±0zi

X = ? , 2 x l 0 l S

5. (FESJ Campos — 73) — Qual a massa (g) da mistura formada por 0,200 átomo-grama de sodio com 12,04 • 10" átomos de sodio? (Na = 23):

( ) 4,6 ( ) 23 ( X ) 9,2 ( ) n.r.a.

6. (FESJ Campos — 73) — Sabe-se que a hemoglobina contém 0,344% de ferro; O número de átomos de ferro existente em 1,00 g de hemoglobina é: (Fe = 56)

( ) 6,02 • 10" ( X ) 3,70 • 10" ( ) 20,7 • 10 2 0 ( ) n-r.a.

70

7. (CESCEA — 74) — Sabe-se que 0,16 átomo-grama de um elemento desconhecido pesa 38,4 g. O peso atómico do elemento é igual a:

( ) 120 ( X ) 240 ( ) 180 ( ) 300

Resolução:

^ÁumandaXt pedera¿777tóayr Ávncn: / já/&m<7- aiM/ma, se ^lamoA.

0,16 al!ò7nff-yban7ia, 3f, A ^¿armaa

fyx^r: X -- 384 1440¿c*7ia,\

8. (EE. Mauá — 65) — Se n é o número de átomos existentes em 10 g de oxigénio e N é o número de moléculas contidas em 20 g de oxigénio, então:

( X ) n = N ( ) n = 2N ( ) N = 2n

COTTZX XC¿£¿¿L nOZa¿¿CC¿¿Oj CÕ71&77? c2 ¿¿397101, CâTZcIôU, - AL ^¿¿£, : c2m dÉcrrricfS - ,7? /mo¿¿cu£a4

9. (CESCEM — 72) — A massa da mistura de 6,0 • IO 2 3 moléculas de NO e 6,0 • IO 2 3 moléculas de oxigénio é aproximadamente: (N = 14, O = 16)

( ) 46 g ( ) 46 • 12 • IO 2 3 g

( X ) 62 g ( ) 46 • 6,0 • 10" g ( ) 62 • 6,0 • IO 2 3 g

Resolução: 6,0 x 10 nriaâcuéai. Xe. W

30 Çmíójy: 30cfr

6,0 x tf3 waéúudaA GÚL OZ

Og - 34

oriQAAa,da,/PiõsÊvicb' 30*34= "éõã̂ Tj

71

( ) 6 ,0 • IO 2 2

Resolução:

O, AOO — \ y Utoh x 102¿'áèmuí \ x •' ¿i.&OOcf ; .

x- H.Gf \ y | frriaAACL deu o7iódaAa> -- 4 ,6 + 4,FT= |

Resolução:

ÂvrrvxjldwA jwur I i 56 f 6,03, x 10*3 áèrrT&í

4,00y X, J X W <j. Jf

X i.QO X O.òM I I ia

7dO | y= 3,10 x 10 alâmol X - 0,003M y Ato ! I —

3%H*t x 10"S^ \

Resolução: 10/fr snÁ¿577llXÍ oWf — X

10. (FEI — 67) — Meio mol de oxigénio tem, aproximadamente, 6,02 • IO 2 3 átomos de oxigénio. Um quarto de mol de ozone tem, aproximadamente:

( ) 6,02 • 102 3 átomos de oxigénio. ( ) 9,06 • IO 2 3 átomos de oxigénio. (X ) 4,51 • IO 2 3 átomos de oxigénio. Resolução: r &Xújé)niff^ 0¿ I . rrrujícU, Og o, 0<¿ x 10 óArmoí /^cm& = 03 1 rrnoi X

* X - <S.x 6,0$ x 10¿iá¿ó77ioí lum¿mdff4xCOZ* tOi3á¿>77iaí, 3 ¿z 3 ¿*á¿Wa; °& * &.OA * tOi3/mA&ru.-Am cá. ¿*2&n¿,. (£nz&£&: 4^A,°^ *32Í.3 ̂ naàíuZOA, _ ^ tnei

y _L nmo¿

TQSQff: 3 x b, GTF x 10^ àfan» <&/xzxq¿m¿ff0<¿ 4,5f x /0¿sá^mtxí XJL

11. (UFRGS — 75) — Um mol de núcleos de hélio apresenta um número de nêutrons igual a:

( ) 1,50 • 10" ( ) 3,01 • 10" ( ) 6,02 • 10" ( ) 12,04 • 10" ( ) 24,08 • 10"

12. (FCHSC — 75) — A massa atómica de um elemento é dada pela:

( ) soma de prótons e elétrons. • ( ) subtração de prótons e elétrons. ( ) soma de prótons e nêutrons. ( ) subtração de prótons e nêutrons. ( X ) n-d.a.

13. (FFCLT — 75) — Um átomo que apresenta metade da massa do elemento padrão, terá massa atómica igual a:

( ) 12 urna ( ) 6 g ( ) 24 g ( X ) 6 urna ( ) n.d.a.

14. (COMSART — 75) — Urna mistura contém 0,4 átomo-grama de alumínio e 0,6 átomo-grama de cobre. Sua massa, em gramas, é aproximadamente:

( x ) 48,9 ( ) 6,02 • 10" ( ) K),0 ( ) 1,0 ( ) 22,6

72

U N I D A D E X

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

1. Analise o texto:

"Na classificação periódica, os elementos estão dispostos em ordem

crescente de /nú/mífrsr aJ&rnJSjfí' . Cada fila vertical recebe o nome

de • •••7uJ//r. e cada fila horizontal denomina-se fij&nj/9cL&-- ."

A alternativa que completa corretamente o texto acima é:

( ) número atómico; período; família. ( ) massa atómica; família; período. ( ) número atómico; família; período. ( ) massa atómica; período; família. ( ) tamanho; família; período.

2. Faça a distribuição eletrônica do enxofre (Z — 16):

S { ÍA? 2/£ Zjof' 3/è òy^y

O último subnível é . Logo, o enxofre é um elemento:

( ) representativo. ( ) de transição. ( ) de transição interna.

73

3. Escreva, no interior de cada bloco da tabela simulada abaixo, a letra do último subnível dos elementos, na ordem de energia:

Bloco 1 Bloco 3

Bloco 2

Bloco 4

Blocos 1 e 3 = elementos tepAfiA//z>//}///?/Yrt, Bloco 2 = elementos r/e. /j/p/yyA/jyi/f Bloco 4 = elementos Ú//. Á/j/n/t/r/f/r s/7?//-/>/7?/7,

4. Um átomo apresenta um elétron com os números quânticos:

n = 4 1 = 3

Isto garante que o elemento é de transição interna?

( ) sim ( X ) não Para o elemento ser de transição interna, o elétron mencionado deve pertencer ao último subnível na ordem de energia?

( X ) sim ( ) não

5. Observando a tabela periódica, classifique os seguintes elementos: Hg, Br, N , Sb, Ga, P, As, Zn, Th

Metais: HQ.S 2/r?, rA. Ga, Semimetais: Sfr, AA

Não-metais: 73?., Al, P

74

6. Classifique os elementos do item anterior em relação ao último subnível na ordem de energia:

Representativos: Si. A/. Str. Ga. P. M

Transição: //a-. 27r? Transição Interna: 7Jh

7. A energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado

gasoso, formando-se um íon gasoso, denomina-se:

( ) eletronegatividade. ( ) eletropositividade. ( ) eletroafinidade. ( X ) energia de ionização. ( ) caráter metálico.

S. A equação que está associada à energia de ionização do cloro é:

( X ) C l [ e , • C l + „ , + elétron ( ) CU,,, • CU,,, + elétron ( ) Cl[S,-r-elétron CT„, ( ) CU,., " Cl 4- Cl ( ) Cl + Cl " CU

9. Escreva a equação que representa a energia de ionização do sódio:

/V<z( } *~Mb(f) + JíÁon

10. Faça a mesma coisa para o neônio:

NJL (C^). + J L ^ A Õ T L

11. Pelas posições na tabela, qual elemento deve ter a maior energia de ionização?

( ) sódio ( X ) neônio

12. São, respectivamente, elementos: alcalino, alcalino terroso, calcogênio e gás nobre:

( ) K — Cl — N — Ne ( ) L i — Be — F — P ( ) Ca — Na - Cl - He ( ) F - O — K - Mg ( X ) Na — Mg — S — Kr

75

13. A energia associada ao recebimento de um elétron por um átomo no estado gasoso, formando um íon gasoso, denomina-se:

( ) eletronegatividade. ( ) eletropositividade. (X ) afinidade eletrônica. ( ) energia de ionização. ( ) caráter metálico.

14. Escreva a equação que está associada à eletroafinidade do flúor:

f(j) + . ÍÈÁATTZ F ( y }

15. Faça o mesmo para o cloro:

Cí(y * llíOlCTTl ^^h)

16. Os testes de a a e se referem à tabela abaixo, onde você encontra os últimos subníveis de alguns átomos no estado fundamental.

Átomo Últimos Subníveis

A 4s2 3d 2

B 3s2 3p6 4s2

C 3s2 3p6

D 3s2 3p2

E 3s2 3p6 4s'

F 3s2 3p 5

a. São de transição:

( X ) A, somente. ( ) A, B, E, somente. ( ) C, D, somente. ( ) C, somente. ( ) B, somente.

b. Apresenta a maior energia de ionização: ( ) A ( ) B ( ) C ( ) D ( ) E

c. Apresenta a maior eletroafinidade:

( ) C ( ) B ( ) A ( X ) F ( ) D

76

d. São gases nobres: ( ) A. somente. ( ) B. somente. ( ) A. B, C, somente. ( ) C, somente. ( ) F, somente.

e. Apresenta maior densidade:

( X ) A ( ) D

( ) B

( ) c

( ) E

17. Sobre o elemento 105. anunciado no ano de 1975, poderemos afirmar que:

I . é artificial. I I . é elemento de transição.

I I I . apresenta ponto de fusão bem inferior ao do césio.

Estão corretas as afirmações:

( ) I , somente. ( ) I I , somente. ( ) I I I . somente. ( ) I e I I , somente. ( ) I e I I I , somente.

18. Os testes de a a e se referem à tabela abaixo, onde os elementos foram designados por letras arbitrárias:

A F H K C

D G 1

B

77

E

a. Apresenta a maior eletronegatividade: ( ) A ( X ) K ( ) D ( ) E ( ) F

b. Apresenta a menor energia de ionização:

( ) F ( ) I ( ) A ( X ) B ( ) E

c. Apresenta o menor volume atómico:

( ) B ( ) A ( X ) D ( ) I ( ) K

d. Entre os elementos A, K, E, B, F, apresenta maior ponto de fusão:

( ) A ( ) K ( X ) E ( ) B ( ) F

e. Apresenta o menor caráter metálico:

( ) A ( X ) K ( ) E ( ) G ( )

19. Os gases nobres apresentam valores de eletronegatividade, energia de ionização e eletroafinidade, respectivamente:

( ) nulos, nulos, altos. ( ) alto, nulos, altos. ( ) nulo, alto, alto. ( ) alto, nulo, nulo. ( X ) nulos, altos, nulos.

20. O elemento com configuração ns2 np 5 , na camada mais externa, provavelmente apresenta:

( X ) alto potencial de ionização. ( ) caráter de semimetal. ( ) baixa afinidade eletrônica. ( ) a i t a condutibilidade. ( ) alto caráter metálico.

21. Se você fornecesse energia para arrancar um elétron de todos os elementos conhecidos, a energia seria maior para o elemento:

( ) hidrogénio. ( ) frâncio. ( X) hélio. ( ) flúor. ( ) ferro.

Use a tabela periódica para resolver estas questões: 1. (MAPOFEI — 71) — Calcular o número atómico e dar a estrutura ele-

trónica do segundo elemento de transição da classificação periódica: Resolução:

/5A- ¿S* o2p c 3A* JPE 4S* JAC2-

78

2. (FEI — 67) — U m elemento tem, respectivamente, 2, 8, 9, 2 elétrons nas camadas K, L, M , N . E, portanto:

( ) metal alcalino terroso. ( ) semimetal.

( X ) elemento de transição.

3. (MACK — 74) — Com relação aos dados:

C1 U 1 + 1 e" — C r w + 86,5 kcal C l ( í l - Cl*,,, + l e " - 299,8 kcal C l 2 [ s ] - 2C1° U ] - 57,2 kcal C r m + água -* Cr [ 0 , U O Í O ] + 83 kcal

Podemos afirmar que a afinidade eletrônica e a energia de ionização do cloro correspondem a:

( X ) + 86,5 kcal e - 299,8 kcal. ( ) - 299,8 kcal e - 57,2 kcal. ( ) - 57,2 kcal e - 83 kcal. ( ) + 83 kcal e - 86,5 kcal. ( ) + 86,5 kcal e - 86,5 kcal.

4. ( ITA — 66) — A retirada de um segundo elétron de um átomo ionizado requer mais energia porque:

( X ) o núcleo passa a atrair mais os elétrons restantes. ( ) o núcleo do átomo ionizado passa a ter diâmetro menor. ( ) este elétron sempre está colocado em um nível quântico mais

interno. ( ) o átomo ionizado passa a ter diâmetro maior. ( ) todas as respostas acima são corretas.

5. ( ITA — 66) — Analisando a tabela de classificação periódica dos elementos, da esquerda para a direita e de cima para baixo, verificar-se-á que:

( ) o raio atómico cresce num mesmo período. ( X ) a eletronegatividade cresce num mesmo período. ( ) o raio atómico decresce numa mesma família. ( ) a eletronegatividade cresce numa mesma família. ( ) nenhuma das respostas acima é correta.

79

(CESCEM — 67) — Os testes de 6 a 10 referem-se às seguintes configurações eletrônicas das camadas mais externas de cinco elementos diferentes:

t t

6. Qual ou quais dos elementos abaixo poderia ou poderiam ser certamente gasosos à temperatura ambiente?

( ) A e C ( ) A e D ( ) C ( ) C e E ( ) nenhum deles.

7. Qual dos elementos abaixo, na forma sólida, seria melhor condutor de eletricidade?

( ) C ( ) B ( ) A ( ) E ( ) D

8. Qual ou quais dos elementos abaixo deveria ou deveriam reagir com o elemento D para formar provavelmente um composto iônico?

( ) A ( ) A e E ( X ) B e C ( ) A e B ( ) E

9. Qual elemento teria maior ponto de ebulição?

( ) A ( ) E ( ) B ( ) D (X)C

10. Qual ou quais dos elementos abaixo poderia ou poderiam formar um fluoreto de fórmula XF, no qual X representa um dos seguintes elementos? ( ) A ( X ) D e B ( ) B e C ( ) B e E ( ) nenhum deles.

80

UNIDADE XI

AS LIGAÇÕES QUÍMICAS (Estudo mais detalhado)


a. A ligação iônica se caracteriza por uma ^ m ^ a w ? / z g .

de elétrons.

b. Os metais tendem a V&UÚJi; elétrons.

c. Os não-metais tendem a a/mAyOA, elétrons.

2. Assinale a alternativa correta: a. O elemento com a configuração l s 2 2s2 2p 6 3s2 possui maior ten

dência de formar um composto no qual:

( ) perde 1 elétron. ( X ) perde 2 elétrons. ( ) perde 3 elétrons. ( ) ganha 1 elétron. ( ) ganha 6 elétrons.

b. O elemento com configuração ls 2 2s2 2p6 3s2 3p 4 tende, em seus compostos, a:

( ) ganhar 3 elétrons. ( X ) ganhar 2 elétrons. ( ) ganhar 1 elétron. ( ) perder 6 elétrons. ( ) perder 4 elétrons.

3. Faça a configuração do aníon hidreto:

H-Z = 1 13A

n? de elétrons = A

81

M t * t * A

Tl B

C

t* t D

t * t t t E

4. Faça a configuração do aníon cloreto:

2= 17 í / / 4è* <*f>6 àó* 3pG

n? de elétrons = 48

82

9. Os catíons e aníons, mencionados nas questões de 3 a 8. possuem configuração eletrônica semelhante à de um gás nobre. Indique qual o gás nobre correspondente a cada íon (use sempre a tabela periódica).

íon Gás nobre semelhante

H- ÂíioX

ci-

o2-

Li*

Na*

Ca2*

10. Existem íons que não seguem a Regra do Octeto.

Faça as configurações dos íons Mn* 2 e Zn* 2:

5Mn(neutro) | 1SZ 4s2 c2pÉ 3s2 3p< \4óS \ 3d£

rfn*2 £ 4sè <Js* Ap6 3a& 3p6 3ds

0Zn(neutro) í 1SZ J s Z ApQ 3 s 2 3pe \^sf\ 3d'°

| 4sâ Ase 3pG 3s* 3c6io

O íon M n 2 * possui 43 elétrons na última camada e o íon Zn 2 *

apresenta 48 na última camada. Então, seguem a Regra do Octeto? ( ) sim (X ) não

83

5. Faça a configuração do aníon óxido:

£ 1 8 í 1 S &

n? de elétrons = 40

6. Faça a configuração do catíon lítio (Li*) :

neutro | > 1

Retirei elétron do subnível As porque é o mais afastado. Então:

Li* í 1s*

7. Faça a configuração do íon sódio:

, , N a J 1s2 AS2 ApG \3SÍ

neutro j '

Retirei ±_ elétron do subnível 3 ^ porque é o mais aÂà^ár .

Logo: Na* j 4sZ AS& ApQ

8. Faça a configuração do íon cálcio:

f u t r o L & A S * * ? 3 s * 3 f f i S

Retirei A elétfons do subnível 4s porque é o mais QÔAâoáy .

E n l ã 0 : Ca*2 { 1 S * ° I S Z 3 S * 3 ^

11. As questões de a a e se relacionam com o gráfico abaixo, onde se mostra a variação de energia na formação de um par iônico, isto é, dois íons de cargas contrárias em equilíbrio:

a. Responda, conforme se pede:

Os íons estão isolados no ponto (T) e já estão se atraindo no ponto

(2) . No ponto ( ? ) ocorre um equilíbrio entre todas as forças de

atração e repulsão.

b. Lembrando que quanto menor a energia, maior a estabilidade do sistema, o ponto de maior estabilidade é:

( ) 1 ( ) 2 ( X ) 3 ( ) 1 c 2 ( ) 2 e 4

c. A ligação iônica ocorreu no ponto 3?

( X ) Sim d. A distância x é

( ) Não

denominada CQ77Z&Wvz#?zsdd^b ZC^bça^f.

e. No p o n t o ® o s íons estão mais comprimidos em relação ao estado

de equilíbrio. Prevalecem aqui, então, as forças de

12. Um átomo X da família 2A e outro Y da família 6A, formarão um composto de fórmula:

( ) X 3 Y 2 ( ) X 2 Y 3 ( ) XY 4

( ) X 2 Y ( X ) XY

13. O hidrogénio, quando ligado a um metal, dá origem ao hidreto metálico. Vamos construir a fórmula do hidreto de lítio:

3Li(neutro) | 1ó¿ ã s 4

84

O lítio pprrie 4 j/t/Ã/tt?. e se transforma em um (UL^/J^R?.

L i * [is*

O hidrogénio ganha j _ elétron e se transforma em um Q."n. :•"/.

catíon lítio = LÍJ aníon hidreto = H

fórmula: Lt,* //"

14. A ligação covalente se caracteriza por um de pares eletrônicos.

15. Faça a fórmula eletrônica do Cl 2 : oo oô

°o(l Võ-Q\ Cí' oo oo

16. Dentre os orbitais que entram em um par eletrônico covalente cada um deve possuir:

( ) 4 elétrons. (. ) 3 elétrons. ( ) 2 elétrons. ( X ) 1 elétron. ( ) nenhum elétron.

17. Faça a configuração do cloro (Z = 17):

f 1SZ o25e Jpc 3s& 3ps

i L m h m m ! Px py Pz.

Na formação da molécula Cl 2 , quem participa da ligação é o orbital fJ z .

18. Faça um esquema dos orbitais que se ligam na molécula de cloro:

a. Esta é uma ligação:

(X ) Sigma ( ) TI

b. Na molécula do cloro teremos uma ligação sigma do tipo:

( ) s -s ( ) s - p ( A ) p - p ( ) d - s ( ) d - p

19. O orbital que pertence a um só átomo denomina-se:

( X ) orbital atómico. ( ) orbital molecular.

8.S

20. O orbital que possui o par eletrônico da ligação covalente denomi-na-se:

( ) orbital atómico. ( X ) orbital molecular.

21. Na molécula H — C = N encontraremos:

( ) 1 ligação sigma e 3 ligações n. ( ) 1 ligação i i e 3 ligações sigma. ( X ) 2 ligações sigma e 2 ligações n. ( ) 4 ligações sigma. ( ) 4 ligações n.

22. Analisando as moléculas H 2 0 , CO, HC1, N H 3 , F 2 , teremos ligação dativa apenas na molécula:

( ) H 2 0 ( X ) CO ( ) HC1 ( ) NH, ( ) F 2

Vamos exercitar na construção de fórmulas:

1. Faça a fórmula eletrônica da molécula H 2S:

lftS 1SZ *ZSZ ApC 3sZ 3p\

2. Qual seria a fórmula estrutural plana da molécula H2S?

H S H 3. O tipo de ligação entre os átomos de hidrogénio e enxofre, na molé

cula H 2S, será:

( ) o ( s - s ) ( ) o ( p - p ) ( X ) o ( s - P ) ( ) o ( s - s p 2 ) ( ) n ( p - p )

4. Monte a fórmula eletrônica e a fórmula estrutural plana do dióxido de carbono (C0 2 ) :

g O - / s 2

v «as* <2pj

86

XA&JTZLCO,

5. Mostre a ligação dativa que provavelmente existe no catíon hidroxônio ( H 3 0 + ) :

Resolução:

6. Construa a fórmula eletrônica e estrutural do catíon amónio (NHI) :

Resolução:

87

Agora complete as lacunas:

a. O cation H 3 0* apresenta 11 protons e 1Q elétrons.

b. O cation NH* contém 1* protons e 10 elétrons.

c. Sistemas com o mesmo número de elétrons são denominados isoeletrô-nicos.

Então, H 3 0* e NHÎ são /w/t&/r7?/£M> •

7. O clorofórmio, anestésico bastante conhecido, tem tórmula CHCU. Discuta a fórmula eletrônica e a fórmula estrutural espacial dessa molécula.

Resolução

ríCÍ - 15¿ As¿ <Zp¿ ,Js¿'Jps.

1H - JS*_

/s* ¿Zs* 4p¿

A

r

0 ici'. 00

(ÛcaAbm&Aûfu IcAídaçãd sp\ camem'COM'tur mdinó1

(CHt,) c¿

UNIDADE XII

NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOx)

1. Determine o número de oxidação dos íons, completando a tabela:

íon Carga NOx

Mn* 2 + A + â

Fe*3 t 3 t 3

Cu* f 1 + 1

O"2 -A n - <*

B r - 1 ~1

N - 3 - 3 -3

2. Determine o número de oxidação de cada átomo nas seguintes moléculas:

Molécula NOx

Ss

P<

N 2 r# H 2

o 2

89

3. No exercício anterior, cada uma das moléculas é formada por um único elemento químico?

( X ) Sim ( ) Não

4. Nos compostos que contêm oxigénio, o número de oxidação mais comum deste átomo é:

( ) - 3 ( X ) - 2 ( ) - 1 ( ) zero ( ) + 1

5. O número de oxidação mais frequente do hidrogénio é:

( ) - 3 ( ) - 2 ( ) - 1 ( ) zero ( X ) + 1

6. Determine o número de oxidação do manganês nos compostos:

H Mn o 4 Mn o 2

cada átomo - H - A

cada átomo ~õ/j

Total + f

Mn ©

0

- 8 Total © cada átomo @ -d Total -X

Determine o número de 0x1 dação do enxofre nos compostos:

H 2 s o 4 H 2 S

cada átomo

+ 1 -A cada átomo

+ 4

Total + Ã © -8 Total + Â @

H 2 S o 3 H 2 S2 o 3

cada átomo + i -A

cada átomo + 1 @ -A

Total fi) - G Total *A + 4

90

8. Determine o número de oxidação de todos os átomos nos seguintes íons:

p o ; 3 Gr2 o ; 2

cada átomo -'A

cada átomo l+C) -A

Total (+5)

N

-2 Total + 1â

S2

-14

O32

cada átomo -A

cada átomo (+^) - A

Total ß ) Total + 4 - 6

9. É lógico esperar que o enxofre no H 2 S 2 0 3 e no S 2 0 í 2 apresente o mesmo número de oxidação?

( X ) Sim ( ) Não

Por quê?

Porque: ^>djfei£m{/L J^ÁS. //«S.új J>. S£0J 2X&ÁÍ TZ#/yuárneAõ'

10. Qual o número de oxidação dos átomos presentes na molécula de tetracloreto de carbono (CCLI)?

Você percebe que aqui não comparece nem hidrogénio, nem oxigénio. Como fazer, então?

a. Construa a fórmula eletrônica:

91

7. Determine o número de oxidação do enxofre nos compostos:

b. Agora imagine, para cada ligação, que o par eletrônico será cedido para o átomo mais eletronegativo:

Com isto o carbono adquiriu uma carga teórica igual a ± J í _ e cada

cloro ficou com uma carga teórica igual a - , / .

Portanto:

carbono { NOx = ^ *v

cloro { NOx = - 1

11. Faça o mesmo raciocínio da questão anterior para determinar o número de oxidação de cada átomo no fluoreto de fósforo (PF 3).

Fórmula eletrônica:

NOx do fósforo: + 3 NOx do flúor: - i

12. E agora, um caso bem especial. Na molécula OF 2 (fluoreto de oxigénio) qual o número de oxidação do oxigénio?

Fórmula eletrônica:

92

O flúor é mais eletronegativo que o oxigénio?

( X ) Sim ( ) Não

Então teremos:

Oxigénio { NOx = ^A

Flúor { NOx = - <

Este é um dos raros compostos onde o oxigénio aparece com número de oxidação positivo!

13. Determine o número de oxidação de cada átomo nas fórmulas iónicas abaixo.

Não se esqueça de determinar antes a carga dos catibns e aníons:

Na Cl 0 K 2 Cr o 4

cada cada átomo •A átomo • i -A Total Q ) -A Total + A © -8

Fe S o 4 Ca Cl 2

cada cada átomo + £ - 0 átomo + A Q Total © - 8 Total + Ã -A

K I Na 2 0

cada cada átomo

+ 4 -1 átomo + l - A Total * \ - 1 Total *A - A

Ba o 2

cada /—s átomo *- 2 / O Total + ' a

93

O composto Ba0 2 é um peróxido?

( X) sim ( ) não

Li H Ca H 2

cada átomo + 1 -1

cada átomo -4

Total + 1 -1 Total + â -A

Não esqueça!

H com NOx = — 1 recebe o nome de aníon


a. Dadas as fórmulas HC1, HCIO, HC10 2 , HCIO,, HC10 4 os números de oxidação do cloro valerão respectivamente:

( ) + 1 , + 3 , + 5 , + 7 , + 9 ( ) - 1 , 0, + 1 , + 3 , + 5 (X) - 1 , + 1 , + 3 , + 5 , + 7 ( ) + 2 , + 4 , + 6 , + 8 , +10 ( ) zero, — 1 , —3, —5, + 7

b. No composto A 3 B 2 , se B apresentar número de oxidação igual a ( -1/2) , cada átomo A apresentará número de oxidação igual a:

( ) + 3 ( ) - 3 ( ) - 1 / 3 ( X ) + l / 3 ( ) zero

c. Dadas as passagens:

H3PO4 I , H,P,Q,

H 2 S 0 3 I I , H 2 S0 4

H N 0 3 I I I , H N 0 2

houve aumento do número de oxidação de algum átomo nas passagens:

( ) I somente. ( X) I I somente. ( ) I I I somente. ( ) I e I I somente. ( ) I e I I I somente.

d. Nos compostos (I) R , C 2 0 2 , ( I I ) KC10 2 , ( I I I ) 0 3 , (IV) HP0 3" 2

existem átomos com número de oxidação igual a zero em:

( ) I somente. ( ) I I somente. ( ) I I I somente. ( ) IV somente. ( X) I e I I I somente.

15. Qual o número de oxidação do enxofre no Fe2 (S0 4) 3? Neste composto o catíon é Fe3* e aníon é SO; 2. Então:

s o;2

cada átomo -â

Total 9) - 8

NOx do enxofre: 4 C

Vamos testar seus conhecimentos?

1. ( ITA — 73) — Dos compostos

(I) M n 0 2 ( I I ) M n ( I I I ) MnSO, ( IV) K M n 0 4 (V) MnO(OH)

o número de oxidação do manganês é o máximo no:

( ) I ( ) H ( ) I I I ( X ) I V ( ) V

2. ( A M A N — 74) — Os números de oxidação dos elementos grifados nas fórmulas abaixo:

X H P 0 4 Y 3 As0 3 Z S0 3 R(C10 3) 2 são respectivamente:

( ) + 1 , + 2 , + 2 , + 3 ( X ) + 2 , + 1 , + 2 , + 5 ( ) + 1 , + 3 , + 2 , + 3 ( ) + 1 , + 1 , + 2 , + 5 ( ) + 2 , + 3 , + 1 , + 5

3. (CESCEM — 71) — O número de oxidação máximo de um átomo cuja configuração eletrônica é l s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 3 4s2, será:

( ) + 1 ( ) + 2 ( ) + 3 ( X ) + 5 ( ) + 8

4. (CESCEM — 72) — O mais alto grau de oxidação do carbono é encontrado no:

( ) diamante. ( X ) dióxido de carbono (C0 2 ) . ( ) ácido fórmico ( H 2 C 0 2 ) . ( ) éter etílico (H, 0 C 4 O). ( ) acetona (C 3 H e O).

5. (CESCEM — 72) — A reação de decomposição do NaClO é representada por 3 NaClO — NaC103 + 2 NaCl.

O número de oxidação do cloro quando examinado da esquerda para a direita nos compostos apresentados é igual a:

(X) + 1 , + 5 , - 1 ( ) + 1 , + 3 , - 1 ( ) - 1 , + 5 , - 1 ( ) - 1 , + 5 , + 1 ( ) - 1 , + 3 , + 1

95

6. (CESCEM — 74) — A soma algébrica dos números de oxidação do iodo nas seguintes substâncias NalO, Nal , NH4IO3 e I 2 é:

( ) 3 ( ) 4 ( X ) 5 ( ) 6 ( ) 7

7. (CESCEA — 74) — Os números de oxidação dos elementos grifados nas fórmulas seguintes K C 1 0 2 , N a 2 M n 0 4 , K 2 S, NaN0 2 são respectivamente:

( ) + 3 , + 7 , - 2 , + 5 ( ) + 5 , + 6 , + 2, - 3 ( ) + 1 , + 7 , + 2 , - 5 ( X ) + 3 , + 6 , - 2 , + 3

8. ( ITA — 75) — O número de oxidação do halogênio nas espécies químicas HF, H B r 0 2 , H I 0 3 , CIO3, CIO; é respectivamente:

( ) - 1 , - 4 , - 6 , - 6 , - 7 ( ) + 1 , + 2 , + 3 , + 3 , + 4 ( ) - 1 , + 3 , + 6 , + 6 , + 7 ( X ) - 1 , + 3 , + 5 , + 6 , + 7 ( ) + 1 , - 3 , - 5 , - 6 , - 7

96

UNIDADE XIII

EQUAÇÕES QUÍMICAS

1. Se você souber a quantidade de átomos de cada elemento que constitui uma molécula, facilmente montará a fórmula molecular. Veja:

a. Reação química é QtuzlfuAt AW/nAy¿w?a¿c¿ a. c&nd¿¿M¿áa¿7z¿sr7ia, e¿g.

b. Equação química é A. ¿jt/3M¿¿7Zu%c¿¿!rÂ^XA, FÍIÂAWI, AÍC^JÛ^-

/AA) DE. ZCMA, stázçÕcr /J¿¿¿77?//-ZL>

c. Fenómeno físico é ÛJZÓJLW zv&??2Ír¿m? <jc¿¿ a / ^ 7 2 4 ¿ ¿ ¿ ¿ < ^ > z ^ 2 ¿ ¿ -

mía, da, r?7i¿i&4¿cu/nao-¿1 /m&c¿e^!¿c/z, .

97

{2 átomos de hidrogénio E n t ã o

1 átomo de enxofre > H 2 S0 4

4 átomos de oxigénio

{4 átomos de hidrogénio 2 átomos de fósforo — ^ H^PÔ-f 7 átomos de oxigénio

. ^ . j 1 átomo de carbono . , , c. gas carbónico ( , ( 1 . . ^ . — ^ ç n

(_ 2 átomos de oxigénio ^ I

d ro ano í ^ átomos de carbono N > r—— propano ^ ^ átomos de hidrogénio x* I j 8

e. oxigénio { 2 átomos de oxigénio - \

f. fósforo branco {_ 4 átomos de fósforo = ^ > ^

2. Complete:

3. Como você sabe, em todas as equações químicas, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no primeiro e segundo membros. Para conseguir esta igualdade devemos acertar os coeficientes.

Então, acerte:

a. so2 + o 2 A SO,

b. CR, + AO, co 2 + A H 2 0

c. C 2 H e O + l o , ^ C 0 2 + 3 _ H 2 0

d. N H 3 + I O , + _ H 2 0

e. S + AH*o so2 + H 2S

f. NaOH + H 2 S0 4 Na 2 S0 4 + H 2 0

g- Ca(OH) 2 + A HCl CaCl2 + ^ H 2 0

h. N R , N 0 2 N 2 + _ H 2 0

i . ± Fe + ^ o 2 - A Fe 2 0 3

j - H 2 + Cl 2 - AHC\

1. Ag + _ HN03 - AgN0 3 + H 2 0 + NO,

m. Cu + A H 2 S0 4 CuS0 4 + _ ^ _ H 2 0 + SO,

n. Zn + HCl ZnCl 2 + H 2

0. K 2 0 4 + A HCl A- KCl + H 2 0 , + o,

P- Na 2 0 2 + ^ H 2 0 - A NaOH + o 2

q- . FeS2 + Aí o2 - Al F c O , + ASQ2

4. Dada a equação:

A Q H „ + _ 0 2 • _ C 0 2 + _ H 2 0

A soma de todos os coeficientes é •* 15 * 10 - W - -3 f

5. Acerte os coeficientes da equação:

_ Í P 2 0 5 + í _ N a O H • i â r N a , P 0 4 f j . H 2 0 Agora você poderá dizer que o produto de todos os coeficientes é

•--ÒG •

98

6. Você tem as seguintes equações:

1. M n 0 2 + A. HCl - MnCl 2 - f „ H 2 0 + Cl 2

2. Sn0 2 + A HCl - SnCU + A. H 2 0

3. Z_ K M n 0 4 + i t i HCl -*• A KCl + JL MnCl 2 + 1 ^ 0 + A Cl 2

Em qual delas o HCl apresenta maior coeficiente?

Resposta: ^


a. Os coeficientes da equação Ca + ^ f t O — * C a ( O H ) 2 + H 2 são-( ) 1, 2, 2, 1 ( ) 1, 2, 1, 2 ( X ) 1, 2, 1, 1 ( ) 2, 1, 2, 1

b. Dada a equação C 7R, + ± 0 2 —> j_ C 0 2 + ± H 2 0 , você pode dizer que o coeficiente do 0 2 é: ( ) 8 ( X ) 9 ( ) 10 ( ) 7

c. Observe as equações:

•A C 3 H 6 + _£. 0 2 • Jo C 0 2 + ^_ H 2 0

Í C 6 H s + 1 L 0 2 * A C 0 2 + A. H 2 0

A soma dos coeficientes do H 2 0 é:

( ) 6 ( X ) 12 ( ) 10 ( ) 14

d. Nas equações do teste anterior, os coeficientes do C 0 2 , são respectivamente:

( ) 3 e 6 ( ) 4 e 8 ( ) 5 e l 0 ( X ) 6 e l 2

e. A equação:

N H , N 0 2 >- AA + 2 H 2 0 , se completa adequadamente com:

( ) NO ( ) 0 2 ( X ) N 2 ( ) N 0 2

f. A equação 3 H 2 S0 4 + 2 Fe(OH) 3 * Fe 2(S0 4) 3 + _^ H 2 0 se

completa adequadamente com:

( > 5 ( ) 8 ( ) 10 ( x ) 6

99

g. Das equações:

N, + - H A • ÊL N H 3

0 2 + A H 2 • ât- HAO

C ^ N t / ^ - Z T A S S H . a que apresenta o H 2 , com maior

coeficiente é a: ) terceira. ( ) quarta. ( X ) primeira. ( ) segunaa. v /

h . D e acordo com o teste anterior, se você somar todos os coeficientes

do H 2 , obterá:

( ) 7 ( X ) 8 ( ) 9 ( ) 1 0

7 0 0

UNIDADE X I V

CONCEITOS DE ÁCIDO-BASE

1. Você estudou três conceitos de ácido-base:

a. Conceito de Arrhenius b. Conceito de Brõnsted-Lowry c. Conceito de Lewis

Então, escreva o que è ácido e base de acordo com cada autor:

Ácido de Arrhenius: SJcíníâMoa, yue,. Mv?dcp¿a,. 01¿O¿M¿U máL^rtjma, xz¿

ca¿jyn. xar/^¿M^7anw/r¿/e, Z&TTA ri lÚfa O *) . Base de Arrhenius: A&Á¿gMC¿a, y¿¿¿ ¿vn/¿a¿¿a,. Áj¿4f¿¿ova,jksvzas

C¿L OMÒÕ71, ¿/c¿J¿¿4¿7¿Wjm¿7/¿& ¿6714, Ori~ Ácido de Brõnsted-Lowry: (búp£c¿¿ Xan) <û¿-

Base de Brõnsted-Lowry: <£a/3¿¿¿¿ j^z¿9Z¿¿& (wadícufa, ^ ¿&v)^¿¿e. A¿-ceÁepfoéám(ri *^3USBñüi£QîBLÉií^^Bi. • Ácido de I.ewis: &¡p¿c¿£ aíum¿&i,<Â£Gi¿¿MM ¿dzÁariíco'/riuma /¡¿acá? .

Base de Lewis: éip¿c¿£ Q ¿ c ¿ 7 7 ? / r / i •

2. Escreva o que ocorre com as substancias, quando dissolvidas em água:

H.O ,.+ . B -a. HC1 • Jj_ + Çt_

ft* J . ÑO: a. nv_i » j *

b. H N O 3 • _ ¿ í l + MOS

c. HCN • _äl + J 2 L "

d. K O H • _K_ + OH' e. NH.OH • hJt%_ +

f. NaOH • l a i + 0t¿_ g. H 2s • ML + OU JC- + £L

101

102

6. Verifique em quais equações a água ( H 2 0 ) funciona como ácido de Brônsted-Lowry:

7. De acordo com a equação: O2- + H 2 Q . OH + OH

a água ( H 2 0 ) é um ADDFFDT. 3IÂNÁ/ED- ^cncrty porque DM.M»(AN (//*) .

8. Conforme a equação

HCIO, + N H 3 . NHÍ + CIO;

assinale qual afirmação está errada:

( ) O N H 3 é uma base de Brõnsted. ( ) O HCIO, é um ácido cujo conjugado é a base CIO;. ( X ) O N H 3 é uma base cujo conjugado é a base N H ; . ( ) O CIO; é uma base de Brõnsted.

9. Observando a equação

HCN(g) + NH 3(g) . [NH;] [CN-]

você conclui que o NH 3(g) é JHLU. DL STÁTÒLÍID- ^^niTlM^ porque AfrsAt M<tám *)

10. Complete as equações de acordo com Brônsted-Lowry:

a. N H 3 + H 3 0* • HèQ. + NHJ

b. HAc + ^ • N H 3 + Ac"

c. M_ + H 3 0* • H 2 + H 2 0

d. H 2 0 + H 2 0 • 1iL + Qt£_

103

H . H 2 S 0 3 • . ^ + I ou _ + L H 3 P 0 4 • iiL•+ ?£L « o k l -r- « 2 Ê ou Ml + j . Ca(OH) 2 — • "CgL + ¿ 1 '

1. Al(OHfc • ML +

3. Observe com atenção a equação:

H 2 0 + H N 0 3 . NO; + H 3 0 +

e diga a função de cada estrutura:

HjO é /TOAL DL3TÂ7!AÂd-FY/NTSL^ porque PÃA(%Z (TI*) .

H N 0 3 é DAAFF dt SIÁRIIÁD, - &mim- porque DÂCU PSIAFAN .

N O í é ^ 2 d / dl BTFFTIÚÁJOT - ^ÓVRTTF porque ICCSAT FYID&N .

HjO* é DRZDÇYDT Stà7ZáJ£D - ̂ twrtu porque D&O.FYID&7i .

4. Na equação: HS" + H 2 0 . H 3 0 + + S2"

A água funciona r n m n M / ^ ^ ^ i ^ ^ p o r q u e 4 ^

5. Indique os pares conjugados das equações: a. H 2 C 0 3 + H 2 0 . H 3 0 + + H C 0 3

COj 1 e 1 HCO_F

pares < ^

b. HCO; + H 2 0 < H 3 0* + COT

y HCOl | e | CO3' pares <Q

^ | / ^ f f e // íc7 +

c. HCO; + H 3 0 * . H 2 0 + H 2 C 0 3

^ //COj e ~H& C03

pares < ^ ^ / / j g ' | e | ^ ç 7 ~

d. N H 3 + H C I . N H ; + cr

/ e pares < ^

1?) H N 0 2 + H 2 0 • H 3 0 * + NO;

2?) H" + H 2 0 . OH" + H 2

3?) NH; + H 2 0 i * N H 3 + O H 4?) COr + H 3 0 * . H C O ; + H 2 0

Resposta: ^

104 705

11. Complete as equações conforme a transferência de H + indicada:

a. H 3 PO, + OH" < JL—1_ + -Z—

b. H 3 0 * + OH" -. _ * + — ^ —

c. + h'l°* • HSO; + H 2 0

d. ""'é + Hz° ' N H3 + OH-

X CQZ- Ny e. HSO; + NH; . ^L— + i _

f. ciei T i m o , f = = í £ * S L + " -

g. H 3 C - C - O H + H 2 0 . j ^ + H 2

12. Dada a equação

» r ? T H - * N Í + H + * H - * N Í H

* T H L H

de acordo com o conceito de "Lewis, você pode dizer que:

NH, é - / W flk 'ífiJ/uJiA porque ¿2*2-?. xAúfriAG»— • H * é / 7 > / ^ r ^ fa/UMi porque f/r/M i/f/zcfrux^ .

Vamos raciocinar com ácidos e bases.

1. (PUC — SP — 73) — Na reaçâo CN" + H 2 0 • HCN + OH" ( ) CN" é a base conjugada do OH". ( ) CN" é ácido conjugado do OH". ( ) H 2 0 é base conjugada do O H ' . ( X ) H 2 0 é ácido conjugado do OH" . ( ) A reação não é do tipo ácido-base.

2. (MACK — 69) — Na reação HC1 + H 2 0 < H 3 0 + + Cl"

( ) Cl" é a base forte. ( ) H,0* é o ácido forte. ( ) H 2 0 ê o ácido forte. ( ) H 3 0 + é a base conjugada. ( X ) nenhuma destas respostas é correta.

3. (MACK — 73) — Na reação H 2 C 0 3 ( a q ) + H 2 0 ( i ) . ftOfaq) + + HCOi( a q ) os pares ácido—base conjugados de Brõnsted-Lowry são:

( ) H 2 C 0 3 - H 2 0 ; H 3 0 + - HCO;.

( X ) H 2 C 0 3 - HCO;; H 3 0 + - H 2 0 .

( ) H 2 Ç 0 3 - H 3 0 * ; H 2 0 - HCO;.

( ) H 2 C 0 3 — H 2 0 ; H 2 0 — H 3 0 * .

( ) H 2 0 — HCO;; H 2 C 0 3 — HCO;.

4. ( ITA — 73) — "Acido é uma substância capaz de receber 1 par de elétrons." A definição acima corresponde à proposta por: ( ) Arrhenius. ( x )

( ) Brõnsted. ( } Qstwald. ( ) Lavoisier.

5. ( ITA — 63) — A reação C u " + 4 N H 3 • [Cu(NH 3 ) 4 ]~ corresponde a uma reação de neutralização, de acordo com:

( ) todas as teorias de ácidos e bases. ( ) nenhuma das teorias de ácidos e bases. ( ) a teoria de Lewis. ( ) a teoria de Brõnsted. ( ) a teoria de Lewis e a de Arrhenius.

6. (CESCEM — 67) — Dadas as seguintes equações

2 H 3 0 ' + O"2 • 3 H 2 0

BF 3 + F " — • BF;

Mg* 2 + 6 H 2 0 — * M g ( H 2 0 ) r

(X ) as três equações representam ácido—base de Lewis. ( ) somente as duas últimas representam ácido—base de Lewis. ( ) as três equações representam ácido—base de Brõnsted. ( ) nenhuma das equações representam ácido—base de Lewis._ ( ) nenhuma das equações representam ácido—base de Brõnsted.

7. (CESCEM — 68) — Sejam as reações

M g + 2 + 6 H 2 0 • M g ( H 2 0 ) r

BF 3 + P • BF;

HC1 + F" • HF + Cl

2 HC1 + MgO • MgCl 2 + H 2 0

Ag + + 2 CN" > Ag(CN);

são todas reações ácido—base segundo:

( ) Arrhenius. ( ) Lewis e Brõnsted. ( ) Brõnsted. ( ) Brõnsted e Arrhenius. ( X ) Lewis.

8. (CESCEM — 69) — Esta questão está relacionada com a seguinte tabela: A B C D

H 2SO„ + HF » HSO; + H 2 F +

H 2 0 + H" • OH" + H 2

HC1Q, + H 2 S0 4 • CIO; + H3SO:

N H ; + Cl N H 3 + HC1 ( ) são ácidos somente as substâncias da coluna A. ( ) são ácidos somente as substâncias da coluna B. ( ) são ácidos as substâncias das colunas A e C. ( X ) são ácidos as substâncias das colunas A e D. ( ) nenhuma das generalizações é correta.

9. (CESCEM — 70) — De acordo com a conceituação de ácidos e bases segundo Brõnsted e Lowry, o aníon H C 0 3 :

( ) sempre age como ácido. ( ) sempre age como base. ( ) nunca é ácido e nem base. ( X ) pode agir como ácido e como base. ( ) só pode agir como base ao reagir com catíons.

10. (CESCEM — 74) — De acordo com as seguintes reações COi< a q ) + HOH . H C O ; ( a q ) + H O ( a q ,

2 NH 3 ( i ) » ' NR,* (amónia) + NH 2 (amónia) H C O i ( a q ) « H ( a q ) + C0 3 ( a q >

a espécie química que satisfaz tanto ao critério de Arrhenius como ao de Brõnsted-Lowry para ser considerada um ácido, é:

( ) N H : (amónia). ( ) C O i ( a q ) . ( ) NH,( | , . ( X ) H C 0 3 - ( a q ) . ( ) NH 2 (amónia).

11. (FEMP — 72) — Conforme a teoria de ácidos e bases de Lewis, os ácidos quando reagem com as bases:

( - ) aceitam prótons. ( ) entregam elétrons. ( ) formam íons hidrônio. ( ) cedem prótons. ( X ) aceitam elétrons.

106

UNiDADE XV

FUNÇÕES INORGÂNICAS

Ácido

2. Obedecendo à regra de nomenclatura dos ácidos não oxigenados, escreva o nome de cada ácido indicado:

Acido ídrico

107

O meu sabor E m meio aquoso

SOU IeS^°^^JJ^ f,dntJm elétrica. s

Faço algumas substâncias mudarem de J&L. .

HC1 TFR/FOR/RTTWRR' HBr Á//FAJ*<M<W<TFRC' H , S e ^ ^ / / ^ ^

H l 4 a ^ ^ W HF Á«TÂF/<MM«R(T H , T e ^ / , / , W ^ ^

¡09

3. Escreva agora os nomes dos seguintes ácidos oxigenados:

ácido ico

H 2 C 0 3 áade/Mlmíco1 HC10 3 úr^c/cn^ccy H 3AsQ, áatáaAWiuur

H , B 0 3 ác^ Itfúccy H N 0 3 áadff rníâcccr H 3 Sb0 4 áuráfaîmm/zr H 2 S0 4 á^4u^ÚMccf H . O O , áado'oiàmóar H 3 P 0 4 áadffJb^Àu^ H ^ Í O , á^.uáaccy

4. Agora, observe com atenção e complete:

a. HC10 HC10 2 HC10 3 HC10 4

b. H 2 S 2 0 4 H 2 S 0 3 H 2 S 2 O e H 2 S0 4

Mttí/tLf^JfrjAMff s u H u r o S 0 òrutrÁyjpàu^/kxtír sulfúrico

c. H 3 P 0 4 - H 2 0 • ^ 7 .

d. 2 H 3 P 0 4 - H 2 0 • «*PiOf

tzcôte' aceda- pc^îlsíocff

e. H 3 P 0 3 - H 2 0 • áczdir dada/rruAdxjf^íixuy'

f. 2 H 2 S0 4 - H 2 0 • SÍ °1

g. 2 H 3 S b 0 4 - H 2 0 • H.SÔJ

h. H 3 B 0 3 - H 2 0 •

i . H ,Si0 4 - H 2 0 • »&S^0i

áajd£• 77it£aMdúuCcy

j . 2 H 3 A s 0 4 - H 2 0 • H«A*&0,

1. 2 H 2 C r 0 4 - H 2 0 ^

jgg C2ô7?2óCcr

5. Os critérios de classificação dos ácidos são: • Número de hidrogênios ácidos na molécula • Presença de oxigénio • Número de elementos Então, classifique os ácidos:

c. H N 0 3 \ ^Skir/rf/y

d. H 2 S0 3 \ ftrstrir/rfA' (_ ÁfagátíoL r

e. H 2 P 2 0 7 \ rtZMJr/rf/y [_ á*/r?n*//r

f. H N 0 2 | —ezoâcúiffl'

r CiXádcÀáíOL g. HêfCN). | hfifiííorfff

h. H 3 P 0 4 J ^T/^ájrx/XC [ ã/?/r?/3/>//?

i . H4As 20 7 \ m-fXÍMdtr

r êátezd& j . H 3 As0 4 J êsrfdcs/iffl'

B a s e

110

S a l

1. Complete:

a. De acordo com Arrhenius, você pode dizer que:

Sal é /ood /CjJrnxuJô//?• ̂ JMtcZáíjn/s, táz, as/f/r /A dr/d/r sj&fa/, J//m/3. /»?4&; com. /ÍZ/ÁIS^M/Z, t/àm/sns?™»

ddx/si,

b. Os sais apresentam sabor J/bôfús/zr e condutibilidade sJfÁ/r/i, tanto em meio aquoso, como no estado Jx^s/YSTÍry .

2. Você deve completar as reações indicadas, dando o nome do ácido da base e do sal formado:

/ / /

Meu nome é Meu sabor e faço muitas substâncias COtútAem.

2. Aplicando a regra de nomenclatura: Hidróxido de

dê os nomes das seguintes bases:

a. NaOH Â/dj/HrÂdcr s/f, Addàr b. L iOH AdóAr;///? dt ///to' c. CaiOH), Jtd/j/ir/dõ'dt cà/rttr d. Ba(OH) 2 À/d/Ldr/tdf de, Aí/t//? e. NH.OH Â/dAÁzÀd& dt Q/mchzcâ' f. Zn(OH), Â/tâÁrÀd/r dt ^àtzcxr : g. Al(OH), //dAõoccdtr dt ttÁítrK/rttty h. Bi(OH)3 Â/dAÓn/fo d£ fxA/m//Á i . Fe(OH) 3 ú/d/iAxxdj? dl, les//uy ZLT j . FetOHV, LWaAr/jd/r dt fiM/r H l . Cu(OH) 2 J>//Aâxtdô'/à galiz H ^_ m. CuOH ÂídAázídtf /&> Cúéltl :

3. Obedecendo ao critério de classificação, ou seja: número de íons OH" classifique:

a. NaOH /m/m/rê<2A£s b. Ca(OH), yd//rf)At, c. K O H rmc?7?/}&QAS,

d. BafOHV, //tAoAl e. N H , O H nr?/rr?jjÁctAt

a. H 2S + Ca(OH) 2 • CCLS + AH&0

^t&tduce dtaílctff ^'cd£c¿ff

b. HCN + NaOH • facu + rV¿¿? ácí£¿0 ÁcaMjCidff aLO/m/d

JjD CU faA°Ü\

c. 2HC1 + Ba(OH) 2 • Ba, C¿¿ * 4fY&0

ãade JiuÂéxcdõ' clôttdà £&l¿üó¿¿co' d&ÁÍA¿o' dt/ñLuo'

d. 3 H G + Bi(OH) 3 • >£¿C¿3

e. 1HC1 + Ca(OH) 2 • CcuOdCL * H&0 ATJÜücLff Áu/táudc? ûTioVZ^aÂcr-jdo^/dtcaf d¿oz¿ccc? a¿-c¿6*¿dd

f. H 2S + 1 KOH KHS

¿cedo1 Áud/béxidff /m¿Jnoícúcjy¿-¿ujdcdúcff dt p&¿¿ia¿ff />w-M¿¿J!i¿y

g. 2 H N 0 2 + Ca(OH) 2 • (JL(W¿)I AH¿0

djccdd Atcûdcùdo' .-^icdocÁy •/rdumfí d¿ oá/cótí ~¿¿& cá/eexr

h. HCIO + LiOH •

i . HNO3 + NH4OH * NfyNOs H¿0 ¿Ladff . 4ùdtâoaJdû' /72¿Aa¿& mlMcû1 dzo^zênôo1 dLa^¿m¿o'

112 113

j . H 2 S0 4 + Ca(OH) 2 QLSO* * <2<¥¿0

ácíofó Áuaócufo A¿¿^Z& MiJ^ÚALCâ de cdAíff dt aíícuy

1. H 2 S 0 3 + 2 K O H *K¿503 + AHâO dado1 Áídiázzeur Au/¿¿¿d

m. H3PO4 + 2 NaOH • / t á ^ / W ^ / <2H¿0 ¡ADIDO Judtdncùr /movmdtff-^ckicû1

d¿ Aâdí& (jmff-^cde' d¿ ¿dada1

114

n. 3 H 2 S0 4 + 2 Bi(OH) 3 * 3¿¿(S0j,)3 i- G//¿0 dcd¿& A¿afóz¿(zd A(¿d&¿¿d d¿

AuJj^diccõ diAd^zd? Jdùntcùo-

o. 2 HBr + Fe(OH) 3 */Ü.U//8t¿ + £H20

dcidû' Âidtdcadô' mzuvwid/lo'-Jdm2ddiccff difeufflll xí-d/umi-

115

3. Os critérios adotados para a classificação de um sal são • Presença de oxigénio • Número de elementos • Natureza

Então, classifique:

116

Ó x i d o

1. Dê os nomes dos seguintes óxidos:

a. BaO /ttr/dtf AE. UMA/tf

b. ic-o AR/AS? AE, SXDÁAD/RF c. Fe 2 0 3 Ar/A/y Ae. fs/>A& HT ,

d. FPQ AR/D/R C/A £/A4/RZT

e. S0 2 AT AR/A* AT. T/N/C<9&£

f. s o , Â/AR/A&AE. /*AÃAFT/,

g. C u 2 0 AR/A/r AS. /^ÓÚ I

h. M n 0 3 Ú/ArsAtT A/ /rn/w/rm/J/X^tJ/Tlfo _

i . r i , r> /M.MAR/A/Y AT A/SARTSR

j . N 2 0 5 af/n/Ar/W/fo/f. dt/n/Ájy/tnS/Y

1. M n . o . //Á/rr/ATR AÍ. A//rnsi/7?j2a/r?Âd m. M n 0 2

n. N 0 2 A/AR/D TF AT. /M/RNX^Á^/s7i//Y o. CO, A/sírsWsY AS. T.aAZ •RR?JJ>

2. Os óxidos podem ser: ácidos, básicos, indiferentes, duplos, peróxidos e superóxidos. Pois bem. Cada um deles tem um comportamento na presença de ácidos, água e bases. Então complete:

C 0 2 + H 2 0 -» a . C 0 2 Í2SE—J

óxido C 0 2 + 2 KOH - , t°3 + H i 0

ácido v.

117

a. NaCl J p*/nÁAi/í

•~ t,-.:y .u^/jy b. Na 2 S0 4 •< ÁÓ/nAAs/R

rxzi

" srr//j//r?nA/r c. Bi 2 (S0 4 ) 3 J //A/n/ÍA//r

' Jors/jjtoi/icáy

d. CaOHCl - fu/iÁí/nAA//?'

" &r/TJ&RT/IAO'

e. K N 0 2 \ /pA/nAt/t?

f. M g 2 P 2 0 7 * f/A/ntiAjuy ^ ,7?/rt/M/ZÍ

g. FeP0 4 ' f/AsnAti/sT

" /rrs/FS/n/IATY

h. Fe(OH) 2Cl < J//^/M/»A/>//T

" M/N/,7?NA& -

i . NaH 2 P0 4 - ÇP//I Ú/>.9?AATFF

AFJ/tCY

- /tàjpncbAtY

j . K H S 0 4 * <J///)Ú/>/77t}/>//R

AR/XIA

118

3. Complete o quadro abaixo, escrevendo os nomes das quatro funções inorgânicas:

B A s E

C A

I L

D

0 X 1 D 0

4. Assinale a alternativa correta: a. A fórmula do ácido fosfórico ê.

( ) H3PO3 ( ) H4P 2 Õ 7

( ) R P O . (X ) H 3 P 0 4

b. H ,P0 3 é um:

( ) monoácido. (X ) diácido. ( ) triácido. ( ) tetrácido.

c. A nomenclatura dos ácidos não oxigenados é feita com a terminação:

( ) oso. ( ) ico. ( X ) ídrico. ( ) e t o .

119

BaO + H 2 0 b. BaO l o g o

óxido BaO + 2 H N 0 3 — +1 "¿0 básico

S0 2 + H 2 0 -* I Mi S03 „ _ logo I c. S0 2

B i óxido S0 2 + 2 NaOH - ^¿60^ + H&0 ácido L

K 2 0 + H 2 0 - \& KOH d. K 2 0 v — = ±

óxido K 2 0 + 2 HC1 + 4á0 básico L

K 2 0 2 + H 2 0 - I 2 KOH I +\± 02

e. K 2 Q 2 ' peróxido K 2 0 2 + 2 HC1 - 2 <Cl + H2 0&

BaO, + H 2 0 -* \8CL(0M)Á + \j Oo f. B a O . - ^

peróxido BaO? + 2 HNO, - BcL^k +

N a 2 0 4 + H 2 0 - |2Va,0//|+ I f 0&

g. N a . O , - 1 ^ \ -superóxido Na 2Q, + 2 HC1 - \2^Cl\+\^ ¿7; I + 1 Q&

Ca0 4 + H 2 0 - ka-ME I + 14 ^ h. C a O . - ^ J 1

superóxido Ca0 4 + 2 H N O 3 -+ Ca.(W3)E + 0Z + c \

Pb0 2 + 4 HC1 - M"<A I + U^O i . P b o 2 ^ 2 S ^ J ' '

óxido Pb0 2 + 2 NaOH - «°A03 + t/&0 anfótero L 1 '

C r 2 0 3 + 6 H N O 3 - |2&MJ 31 + UHOO j . C r 2 0 3 ^ 1

óxido C r 2 0 3 + 2 K O H — p õ c H + 1 #¿0 anfótero L ' ' '

Sn0 2 + 4 HC1 knClu I + U//o0 1. Sn0 2 - i 2 ^ J E

óxido Sn0 2 + 2 NaOH -* ^SnO, I + I ^¿7 anfótero l_ < 1 I

d. O ácido sulfúrico produz sais denominados:

( ) sulfitos. ( X ) sulfatos. ( ) sulfetos. ( ) sulfuratos.

e. A reação de um ácido com uma base produz:

( X ) s a l e água, de acordo com Arrhenius. ( ) sal e água, de acordo com Lewis. ( ) ácido e base, de acordo com Arrhenius. ( ) sal e água, de acordo com Brõnsted-Lowry.

f. Oxido anfótero é aquele que reage:

( ) somente com ácidos. ( ) somente com bases. ( X ) com ácidos e com bases. ( ) com água, produzindo oxigénio.

g. Retirando-se H 2 0 de uma molécula H 3 PO„, obtém-se o ácido:

( ) ortofosfórico. ( ) pirofosfórico. ( X ) metafosfórico. ( ) hipofosfórico.

h. CaC0 3 é um sal: ( ) oxigenado, normal e binário. ( ) oxigenado, ácido e ternário. ( ) oxigenado, básico e ternário. ( X ) oxigenado, normal e ternário.

Vejamos agora algumas questões de vestibulares:

1. (UFRGS — 75) — No óxido Pb 3 0 4 . o chumbo participa com valência I I e valência IV. Óxidos deste tipo são denominados:

( X ) duplos. ( ) anfóteros. ( ) bivalentes. ( ) indiferentes.

2. (PUC — RS — 75) — O anidrido carbónico é um óxido classificado como: ( ) óxido básico. ( ) óxido duplo. ( X ) óxido ácido. ( ) peróxido. ( ) óxido anfótero.

120

3. (COMSART — 75) — O ácido H 3 P 0 2 apresenta somente um hidrogénio ionizável. A estrutura que melhor justifica esta característica é:

( ) H — P — O — H i

O i

H

O ( X ) H - P - O - H

i H

H I

( ) H — P — O - O I

H

( ) > O - P = O H I

H

( ) H - 0 - 0 - P (

121

UNIDADE XVI M O N T A G E M DE FÓRMULAS

1. Primeiramente, vamos escrever o significado dos seguintes termos:

a. Catíon: lAÁ/du>icLc&mca/icicbjdkfóc&,p&U£^te s.^&i#7zcu&b a.pa/t-ÍIA dl iorn LÍL&TTIO' /?tc jccm^nfe cd ádò?720z .

b. Aníon: ^ í c ^ ^ ^ ^ r ^ ^ - c ^ z ^ ^ ^ z ^ a ^ z ^ .c j^^zeza^v a, ¿¿¿¿¿¿¿4,

c. Fórmula: Ajb^ieMmAçiiíyQAa^ .

2. Complete o quadro abaixo, indicando as terminações dos ácidos e dos respectivos sais:

Terminações

Ácidos Sais

daduco'

me

at&

3. Agora, consultando a tabela de cations e anions (p. 264/5 do livro-texto), faça a montagem das fórmulas de:

122 123

tanión = CJCT

cation = ^

f anion = | / / / ^ ~ f - - ^ b. ácido fosforoso i H3 p°3

[cation = ' " ^

fanion = BOf ^

cation = 3 n *

fanion = NO j d. ácido nítrico < <V/V0.j

L cation = H f"""

fan ion = P¿ 0% ~~ ^ e. ácido pirofosfórico < j > ^ P¿ °7

^cation = 'iH* •—

fanion = | Pûj f. ácido metafosfórico -i ^J^> ^PO¿

(_catíon = H*

{anion = 5¿ C 6 <

^ ^ Og cation = 4 H -~

fanion = v361^' .

caiion = "

[anion = OH \

cation = Mcx*

[anion = =2C/V » -

cation = Ca, + r"""

(anion J 0/V Z Z Z Z F t L < , O H ) 3

cation = / x J * - '

124

y. óxido de sódio

4. Complete o quadro, colocando a fórmula.

^ ^ a n í o n cation "• - -^

hipoclorito pirossulfato cromato hipofosfito perclorato

sódio Na C¿0 N«¿ S¿ 0? Ña&Ct 0^ Ha.f/& P0& ÑGLCtOy

cálcio ca[ao)¿ Co. S¿ Oy Ca OÍ 0^

estroncio e*(ao)¿ Sx SP 03 St d ^ Si fe P0&)^ si(ceo4)¿

magnésio *(f(#¿P0¿)¿

alumínio AL (CÍO)3 Aí(C¿Oif)3

ferro I I I ã (ao)3 %(sAh ã(céo,)3

cobre I Cu a o CH¿P0¿ Cu. ao^

5. Adivinhe quem sou:

125

Íaníon = OH'

((/> Cu. OH

catíon = Ca + ^ '

[ aníon = 3 OH' Al (OH)^

catíon = Ai,3*

{aníon = C£~

NcuCt catíon = M2, +

[aníon = S0%~

catíon = A K + -

Íaníon = P0^~ ~~- ̂

5^ PO^ catíon = Bi, i

{aníon = 2 CN~ \ ^

/Ce. (CA/J ̂ catíon = Cti'1 "

Íaníon = 2 H0& \

^ J~J3> Ba,(N0&\^ catíon = Bo/'* -""^

{aníon = CtO --^

catíon = Li.

{aníon = C£03 \

catíon = /tá,* -"

f aníon = £?'

catíon = < ^

{aníon = JC* L ^ ^

catíon = ~ J ô l ^ L ^ - " " ^ 1 —

anion = c/ catíon = A Na. -

a.

Sou oxigenado)

Sou""produto da reação \ de um ácido com uma base. J

j N ã o sou formado por íons. , Meu nome é ^(JLUL 'Mt0)

b.

Meu nome é ^Ciafopc4MA^a/>trtf ScQ?)

6. Determine a fórmula estrutural do nitrato de potássio ( K N 0 3 ) :

Resolução:

XXifóm. p^cMálõ1

/f X (j, 3, 8, /) X + (c2, 8, 8)

Resposta:

126

7. Qual é a fórmula estrutural dos anions?

Resposta: a. PO; 3

b. ClOj-

Resolução:

CL.

H3 P0< -

Resposta:

8. Construa à fórmula estrutural do cianeto de sódio:

Resposta:

127

Sou azedo. \

Gosto muito^ das bases. A

Orgulho me de ter o enxofre como* elemento central com o seu maiorJ número de oxidação.

t nao e so. Tenho fogo no meu nomc^

UNIDADE XVII FUNÇÕES: P R O P R I E D A D E S QUÍMICAS E MÉTODOS DE OBTENÇÃO

Ácido

1. Você vai consultar a tabela: série de reatividade dos elementos na

p. 273 do livro-texto e completar as equações após observar os modelos:

modelos:

BiCl 3 + A l — ? Resolução:

Na tabela você verifica que o Al aparece antes do Bi . Então:

I é mais reativo que I I Al B l

Logo, o A l substitui o Bi , produzindo as substâncias: A1C13 e Bi .

MnCl 2 + Cu • ?

Resolução:

Na tabela, o Cu aparece depois de M n . Isto significa que:

128

Então, a reação não ocorre, ou seja, o Cu não consegue substituir o M n , pois é menos reativo.

Resposta: MnCl 2 + Cu • nada

a. SnCl2 + Mg * ̂ Ci^ + Sn

b. HgSCX, + Ni * M SO,, + Hf

c. NaN0 3 + Ag • •nãff + Aia^emi d. CuS0 4 + Zn * ZnSOi, + Cu, e. NaCl + Zn • '^eHr + AMj&m f. ZnS0 4 + Ca — CCL$OL + Zn

g. PbCl 2 + Ag '-* rnÕff + Ataamz h. KC1 + Ag • /nãff + Ata^ôm

Adivinhe quem sou:

Eu sou o JljUJA^CjmLCy

3. As propriedades químicas dos ácidos são: • Reagem com metais • Reagem com base • Reagem com sais • Reagem com óxidos

Então, você vai -completar as reações abaixo:

a. Zn + A. HC1 . Zn Clâ + tí&

b. AM + ^ i H 2 S 0 4 • ^(S0ji)3 + 3Hâ

c. Sn + ; HC1 * SmClz + H&

d. Mg + H 2 S0 4 • Mf SO^ + tí&

e. Cu + HC1 • não- + -'huufvm

f. Ag + H l * fWtí + /UA^n

129

Sou mais reativo\ aue a prata. J

Sou menos reativo) , q u e o alumínio. 1

Meu símbolo só) vlem uma letra . /

Resposta: BiCÍ, +~À1 • A1C13 + Bi

_ é menos reativo que J~

Cu 2— Mn

4. Você se lembra dos critérios de classificação dos ácidos? Pois bem, são eles:

• Número de hidrogênios ionizáveis • Número de elementos químicos • Presença de oxigénio • Grau de ionização (a)

Somente para aumentar ainda mais seus conhecimentos, veja esta regra: De acordo com o critério grau de ionização, os ácidos são classificados em: muito forte, forte, semiforte e fraco, o que, aliás, você fica sabendo pela consulta a uma tabela. Mas, suponhamos que você não possa consultar a tabela.

Então, faça isto:

— Ácidos não oxigenados: memorize os mais importantes:

fortes HC1, HBr, H l

semifortes HF

fracos H 2S, HCN

— Ácidos oxigenados: aplique a seguinte regra: Observe a fórmula e destaque quantos grupos OH forem possíveis.

130

Conforme o número de oxigênios restantes, você terá:

Assim o H 2 SO„, em que você destacou 2 grupos, é ácido forte, pois restaram 2 oxigênios.

Agora, então, você vai completar os exercícios conforme o modelo:

H N 0 3 aplicando a regra, escreve-se: N0 2 (OH) restaram 2 oxigênios.

131

g. 3_ H 2 S0 4 + A. Fe(OH) 3 • ^(so^)5 + Q HA0 h. HC1 + K O H — >• KCt + ftg.0

i . HBr + AgNOj *<$>8<i + HN03

j . H 2 S0 4 + CaCl2 <• Ca,sÇ4 „ + <2,HCl 1. i L H C l + Ag 2 S0 4 • " * s ( ? *

m. Pb(N0 3 ) 2 + H 2 S0 4 • PA . + 4 HA/O»

n. A_ Ca(N0 3 ) 2 + Z_ H 3 P 0 4 • Ca.iQ>os\z + 6 PA/O» o. K 2S + Z_ HBr • =2 K&^ + H£S . p. K 3 B 0 3 + _3_ HC1 • -3 KCt + H3,B03 .

q. PbS0 4 + H N 0 3 • nãe +

r. NaCl + H 2S • mã& + /itatyw

s. CaC0 3 + Z_ HC1 * Cn.Clz + He C03 , t. K 2 0 + g_ HBr * d K81 + rí^O u. ZnO + A H C 1 • ZmCl& + ^¿0

3 oxigênios • ácido muito forte

2 oxigênios • ácido forte

1 oxigénio • ácido semiforte

nenhum oxigénio • ácido fraco

Então: ácido forte.

monoácido

HNO \ t e m á r Í ° oxigenado (oxiácido) forte

a. H 3 B 0 3

r //í//}M/i'/Y fp/>/r?nA//f

H 3 B ° 3 ] /nr/Arj/irí

b. H N 0 2 , I 1 r o7?m?/Mrj/)/&

Exemplo:

tem 2 hidrogênios e 4 oxigênios, , n m

H 2 S 0 4 — , , , ;:— ^77-" 5 U 2 t U M / 2

então voce pode destacar 2 grupos UH |

132

B a s e

133

c. H3PO< 1 1 R Zúás/A/r

ÁA^záwr H 3 P 0 4 i /XCCSÍCÓCTW

d. R.SÍO, ,

I • ' r llXAaCixífí'

H4SÍO4 Á íXCJxúuA/r Aaccr

e. HCIO4 I 1 r /AZ^òóhzc^tfs?

HCIO4 < gruôc/d/?

f. HCl

HCl - Acszvuícocíei'

g. I H*s—I _^Ó£Ld&_

H2S « AstÚzAs/Á?

h. HCN 1 1 r ^€^¿^¿^^7^

Complete as equações:

a. Ca(OH) 2 + H 2 S0 4 * CaSOj, + cZHò0

b. PbO + A NaOH - • dazPJrOz + tí&0

c. Na 2 S0 4 + Ca(OH) 2 * Cx604 + SjAja, OH imaâwtl

d. Na 2 C0 3 + Ca(OH) 2 • CaC03 + àtkuOH

e. NaOH + B i (N0 3 ) 3 • 3MzW3 - + Sc (oti)s

f. ^ K O H + Fe 2(S0 4) 3 • SK^ôOi, + <2rt(Ori)3

g. K O H + NH.C1 • KCl + h/Hi,0ff JFÚAÍ JAÃOL

S a l

Complete as equações:

a. Pb(N0 3 ) 2 + A NaCl • PJrClA + ANaHOi

b. ^ K . P O , + ^ L Z n ( N 0 3 ) 2 • Znjfóbh + 6 K W 3

c. KCl + A g N 0 3 • Af Cl + KN03

d. Zn + CUSO4 • ZnSGt + Ca.

Assinale a alternativa correta:

a. A reação: Cu + ZnS0 4 * CuS0 4 + Zn não ocorre porque:

( ) o ZnS0 4 é insolúvel em água. ( ) o CuSOi é solúvel em água. ( ) o Cu é mais reativo que o Zn. ( X ) o Zn é mais reativo que o Cu.

b. O óxido CO não reage com água, porque é:

( ) óxido ácido. ( ) óxido anfótero. ( X ) óxido indiferente. ( ) peróxido.

c. Sabe-se que N 2 0 5 + H 2 0 • 2 H N 0 3 . Disso você conclui que o N 2 O s é um óxido:

( X ) ácido. ( ) básico. ( ) peróxido. ( ) indiferente.

d. Sabendo-se que o H N 0 3 em solução decinormal a 18°C apresenta a = 0,92, isto quer dizer que, em água, de cada 1 000 moléculas dissolvidas:

( ) 92 se ionizam. ( X ) 920 se ionizam. ( ) 80 se ionizam. ( ) 8 se ionizam.

e. Misturando-se NaCl com Br 2 , não há reação porque:

( ) o NaCl é insolúvel em água. ( X ) o bromo é menos reativo que o cloro. ( ) o NaBr é solúvel em água. ( ) o cloro é menos reativo que o bromo.

¡34

f. Um ácido, reagindo com um sal, produz:

( ) base e água. ( ) sal e água. ( X ) ácido e sal. ( ) base e sal.

g. Um óxido básico ao reagir com um óxido ácido, produzirá

( X ) sal. -( ) ácido e base. ( ) ácido, base e água. ( ) água.

h. O óxido CaO é:

( X ) iônico. ( ) molecular. ( ) iônico molecular. ( ) nada disso.

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S I G L A S

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R. Professor Pedreira de Freitas, 580 Fones: 295.9684 e 295-9691

São Paulo

UFRGS — Universidade Federal do Rio Grande do Sul. FCHSC — Faculdade de Ciências Humanas e Sociais de Curitiba. FFCLT — Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras Tuiuti.

COMSART — Comissão Setorial das Areas de Ciências Humanas, Sociais, Letras e Artes.

COMCITEC — Comissão Setorial das Áreas de Ciências e Tecnologia. PUC — RS — Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul.

FEMP — Faculdade Evangélica de Medicina do Paraná. UNIFOR — Universidade de Fortaleza.

AMAN — Academia Militar de Agulhas Negras. CESCEA — Centro de Seleção dos Candidatos às Escolas de

Economia e Administração. CESCEM — Centro de Seleção de Candidatos às Escolas Médicas e

Biológicas da Fundação Carlos Chagas. E.E.MAUÁ — Escola de Engenharia Mauá.

EESC — Escola de Engenharia São Carlos (USP). FEI — Faculdade de Engenharia Industrial (PUC).

FESJ Campos — Faculdade de Engenharia São José dos Campos. FFLCH USP — Faculdade de Filosofia, Letras e Ciências Humanas da

Universidade de São Paulo. IME — Instituto Militar de Engenharia. ITA — Instituto Tecnológico da Aeronáutica.

MACK — Universidade Mackenzie. MAPOFEI — MAUÁ — POLI — FEL

MED — RJ — Vestibulares Unificados às Escolas de Medicina (RJ). MED St? Casa — Faculdade de Medicina da Santa Casa de

Misericórdia de São Paulo. POLI — Escola Politécnica da USP (EPUSP).

PUC — SP — Pontifícia Universidade Católica de São Paulo. UNB — Universidade Nacional de Brasília.

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química 1 - livro de atividades

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