respostas capitulo 1 ao 25

5/10/2018 respostas capitulo 1 ao 25 - slidepdf.com

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Respostas a exercícios selecionados

Capítulo 11.1 (a) Mistura heterogênea (b) mistura homogênea (c) subs-tância pura (d) mistura homogênea 1.3 (a) Al (b) Na (c) Br(d) Cu (e) Si (f) N (g) Mg (h) He1.5 (a) Hidrogênio (b) magnésio (c) chumbo (d) silício (e) flúor(f) estanho (g)manganês (h) arsênio 1.7 Céumcomposto;elecontém carbono e oxigênio. A é um composto; ele contém pelomenos carbono e oxigênio. B não é definível pelas informaçõesdadas; eleé provavelmente um composto, uma vez quepoucoselementos existem como sólidos brancos.1.9

1.11 Propriedades físicas: branco prateado; lustroso; ponto defusão=649ºC;pontodeebulição=1.105ºC;densidadea20ºC=1,738 g/mL; processado em chapas; esticado em fios; bomcondutor. Propriedades químicas: queima-se ao ar; reage comCl2. 1.13 (a) Químico (b) físico (c) físico (d) químico (e) quí-mico 1.15 Primeiroaqueçaolíquidoa100ºCparaevaporaraágua. Se houver resíduo, meça as suas propriedades físicas,como cor, densidade e ponto de fusão. Se as propriedades co-incidirem com as de NaCl, a água contida dissolveu o sal decozinha. Se as propriedades não coincidirem, o resíduo é umsólido diferente dissolvido. Se hão houver resíduo, nenhumsólidodissolvido estápresente. 1.17 (a)1 ´ 10–1 (b)1 ´ 10–2 (c)1 ´ 10–15 (d) 1 ´ 10–6 (e) 1 ´ 106 (f)1 ´ 103 (g) 1 ´ 10–9 (h) 1 ´ 10–3

(i) 1 ´ 10–121.19 (a) 2,55 ´ 10–2 g (b) 0,40 nm (c) 575 mm 1.21

(a) Tempo (b) densidade (c) comprimento (d) área (e) tempe-ratura (f) volume (g) temperatura 1.23 (a) 1,59 g/cm3. Tetra-cloreto de carbono, 1,59 g/mL, é mais denso do que água, 1,00g/mL; tetracloreto de carbono afundará, em vez de boiar naágua. (b) 1,609 kg (c) 50,35 mL 1.25 (a) Densidade calculada =0,86 g/mL. A substância é provavelmente o tolueno, densida-de=0,866g/mL.(b)40,4mLdeetilenoglicol(c)1,11´ 103 g deníquel 1.27 4,6 ´ 10–8 m; 46 nm1.29 (a) 17 ºC (b) 422,1 ºF (c) 506 K (d) 108 ºF (e) 1.644 K

1.31 Exato:(c),(d)e(f) 1.33 7,5 cm.Há dois algarismos signi-ficativos nessa medida; o número de cm pode ser lido comprecisão, mas há alguma estimativa (incerteza) necessáriapara ler os décimosde um centímetro. 1.35 (a)4(b)3(c)4(d)3 (e) 5 1.37 (a) 3,002 ´ 102 (b) 4,565 ´ 105 (c) 6,543 ´ 10–3 (d)9,578 ´ 10 –4 (e) 5,078 ´ 104 (f) –3,500 ´ 10–2

1.39 (a) 27,04(b) –8,0 (c) 1,84 ´ 10–3 (d) 7,66 ´ 10–4

1.41 Ordene os fatoresde conversão de modo que as unidades iniciais cancelem-se eas unidades novas permaneçam no lugar apropriado, ou nonumerador ou no denominador. 1.43 (a) 76 mL (b) 50 nm (c)6,88 ´ 10–4 s(d)1,55g/L(e)6,151 ´ 10–3 L/s 1.45 (a)4,32 ´ 105 s(b) 88,5 m (c) $0,499/L (d) 46,6 km/h (e) 1,420 L/s 1.47 (a)

1,2 ´ 102

L(b)4 ´ 102

mg(c)9,64km/L(d)26mL/g 1.49 52kgde ar 1.51 467 ft 1.53 Use o kg como unidade de compara-ção.5 lb de batatas < 2,5 kg; 5 kg de açúcar = 5 kg;1gal=4qt » 4 L » 4kg.Aordemdemassadomaisleveparaomaispesadoé5lbdebatatas<1galdeágua<5kgdeaçúcar.1.55 Composição é o conteúdo de uma substância; estrutura éo arranjo deste conteúdo. 1.58 8,47 g de O; a lei de composiçãoconstante 1.61 27,1 K; –411,0 ºF 1.64 Al tem o diâmetromaior, 1,92 cm; Pb tem o menor, 1,19 cm. Note que Pb e Ag,com densidades similares, têm diâmetros similares; Al, comuma densidade bem menor, tem um diâmetro muito maior.1.66 (a) 1,05 ´ 1013 g de NaOH (b) 4,94 ´ 10–3 km3

1.69 O pon-to de congelamento de H2O = 5,50 ºG 1.71 (a) 3,9 ´ 108 m (b)

5,8 ´ 10

5

s1.74

(a) 2,98 ´ 10

3

cm

3

(b) 0,0482 m

3

(c) 655 kg deHg 1.76 (a)61,5%deAu(b)Ourode15quilates 1.79 Tetra-cloreto de carbono: 1,5940 g/cm3; hexano: 0,6603 g/cm3; ben-zeno: 0,87654 g/cm3; iodeto de metileno: 3,3254 g/cm3.Somente o iodeto de metileno separará os dois sólidos granu-lares.

Capítulo 22.1 Opostulado4dateoriaatômicaafirmaqueonúmerorelati-vo e os tipos de átomos em um composto são constantes, nãoimportando a origem. Portanto, 1,0 g de água pura deveráconter sempre as mesmas quantidades relativas de hidrogê-nio e oxigênio, não importando onde nem como a amostra éobtida. 2.3 (a) 0,5711 g de O/1 g de N; 1,142 g de O/1 g de N;2,284gdeO/1gdeN;2,855gdeO/1gdeN(b)Osnúmerosnoitem (a) obedecem à lei de proporções múltiplas. As proporçõesmúltiplas surgem uma vez queos átomossão entidades indivi-síveis que se combinam, como declarado na teoria atômica deDalton. 2.5 (1) Os campos elétricos e magnéticos desviaram osraios da mesma forma que eles desviariam partículas carrega-das negativamente. (2) Uma chapa de metal exposta a raios ca-tódicos adquiriu uma carga negativa 2.7 (a) No experimentode gota de óleo de Millikan, os raios X interagem com átomosou moléculas gasosos dentro da câmara, formando íons positi-vos e elétrons livres. Os elétrons livres sãodessaforma capazesde se recombinar com íons ou de se juntar às gotas de óleo. (b)Se a chapa positiva ficasse mais baixa do que a chapa negativa,as gotas de óleo ‘revestidas’ com elétrons carregados negativa-

Átomos de Ar

Moléculas de H2O



mente seriam atraídos à chapa carregada positivamente e des-ceriammuito mais rápido. (c) Quanto mais vezes umamediçãoé repetida, maior a chance de se detectar e compensar erros ex-perimentais. Millikan queria demonstrar a validade de seu re-sultado pela sua reprodutibilidade. 2.9 (a) Uma vez que os

raios g não são desviados pelo campo elétrico, eles não têm car-

ga. (b) Se os raios a e b são desviados em direções opostas em

um campo elétrico, eles devem ter cargas elétricas opos-tas. 2.11 (a) 0,19 nm; 1,9 ´ 10

2ou 190 pm (b) 2,6 ´ 10

6 átomosde Kr (c) 2,9 ´ 10–23

cm3

2.13 (a) próton, nêutron, elétron (b)próton = +1, nêutron = 0, elétron = –1 (c) O nêutron é o maispesado, o elétron é o menos pesado. (O nêutron e o prótontêm massas muito similares.) 2.15 (a)

28Si: 14 p, 14 n, 14 e

(b)60

Ni: 28 p, 32 n, 28 e (c)85

Rb: 37 p, 48 n, 37 e (d)128

Xe: 54 p,74 n, 54 e (e)

195Pt: 78 p, 117 n, 78 e (f)

238U: 92 p, 146 n, 92 e

2.17

Símbolo52

Cr75

As40

Ca222

Rn193

Ir

Prótons 24 33 20 86 77

Nêutrons 28 42 20 136 116

Elétrons 24 33 20 86 77No

de massa 52 75 40 222 193

2.19 (a) 72179Hf (b) 18

40Ar (c) 24He (d) 49

155In (e) 1428Si 2.21 (a) 6

12C

(b) As massas atômicas são as massas atômicas médias, asoma da massade cada isótopo natural de um elemento vezesa sua abundância fracionária. Cada átomo de Cl terá a massa,de um dos isótopos natural, enquanto a ‘massa atômica’ é umvalor proporcional. 2.23 63,55 u 2.25 (a) No experimentode raio catódico de Thomson e na espectrometria de massa,umfeixedepartículas carregadas passa atravésdospólosdeummagneto. As partículas carregadas são desviadas pelo campomagnético de acordo com sua massa e carga. (b) O rótulo noeixo x é amassaatômica,eorótulo no eixo y é a intensidade de

sinal. (c) Partículas não carregadas não são desviadas em umcampo magnético. O efeito do campo magnético em partícu-las carregadas em movimento é a base de sua separação pormassa. 2.27 (a) massa atômica média = 24,31 u (b)

2.29 (a) Ag (metal) (b) He (não-metal) (c) P (não-metal) (d) Cd(metal) (e) Ca (metal) (f) Br (não-metal) (g) As (metalóide)2.31 (a) K, metais alcalinos (metal) (b) I, halogênios (não-metal)(c) Mg, metais alcalinos terrosos (metal) (d) Ar, gases nobres(não-metais) (e) S, calcogênios (não-metal) 2.33 Uma fórmu-la mínima mostra a proporção mais simples dos diferentesátomos em uma molécula. Uma fórmula molecular mostra onúmero e os tipos exatos de átomos em uma molécula. Umafórmula estrutural mostra como esses átomos são arranja-dos. 2.35 (a) molecular: B2H6; empírica: BH3 (b) molecular:C6H12O6; empírica: CH2O 2.37 (a) 6 (b) 6(c) 12

2.39 (a)

(b)

(c)

(d)

2.41 (a) AlBr3 (b) C4H5 (c) C2H4O (d) P2O5 (e) C3H2Cl (f)BNH2 2.43 (a) Al

3+(b) Ca

2+(c) S

2–(d) I

–(e) Cs

+2.45 (a) GaF3,

fluoreto de gálio (III) (b) LiH,hidreto delítio (c) AlI3, iodetodealumínio(d)K2S, sulfeto de potássio 2.47 (a)CaBr2 (b) NH4Cl

(c) Al(C2H3O2)3 (d) K2SO4 (e) Mg3(PO4)2 2.49 Molecular: (a)B2H6 (b) CH3OH (f) NOCl (g) NF3. Iônico: (c) LiNO3 (d) Sc2O3

(e) CsBr (h) Ag2SO4 2.51 (a) ClO2– (b) Cl

–(c) ClO3

– (d) ClO4– (e)

ClO–2.53 (a) Fluoreto de alumínio (b) hidróxido de ferro(II)

(hidróxido ferroso) (c) nitrato de cobre (II) (nitrato cúprico)(d) perclorato de bário (e) fosfato de lítio (f) sulfeto de mercú-rio (I) (sulfeto mercuroso) (g) acetato de cálcio (h) carbonatode cromo (III) (carbonato crômico) (i) cromato de potássio (j)sulfato de amônio 2.55 (a) Cu2O (b) K2O2 (c) Al(OH)3 (d)Zn(NO3)2 (e) Hg2Br2 (f) Fe2(CO3)3 (g) NaBrO 2.57 (a) Ácido

brômico (b) ácido bromídrico (c) ácido fosfórico (d) HClO (e)HIO3 (f) H2SO3

2.59 (a) Hexafluoreto de enxofre (b) penta-fluoreto de iodo (c) trióxido de xenônio (d) N2O4 (e) HCN (f)P4S6 2.61 (a) ZnCO3, ZnO, CO2 (b) HF, SiO2, SiF4, H2O (c) SO2,

H2O, H2SO3 (d) H3P (ou PH3) (e) HClO4, Cd, Cd(ClO4)2 (f)VBr3 2.63 (a) Um hidrocarboneto é um composto que temcomo elementos o hidrogênio e o carbono apenas. (b) Todosos alcanos são hidrocarbonetos, mas compostos que não sãoalcanos podem também ser hidrocarbonetos.

2.65 (a) Grupos funcionais são grupos de átomos específicosquesão constantes deumamoléculaparaapróxima. (b)— OH

(c)

2.69 A radioatividade é a emissão espontânea de radiação deuma substância. A descoberta de Becquerel mostrou que áto-mos podiam decair, ou degradar, implicando que eles não sãoindivisíveis. No entanto, só depois que Rutherford e outroscaracterizaram a natureza das emissões radioativas foi que atotalimportância da descoberta ficou aparente. 2.72 (a)2pró-

2 Química: a ciência central

I n t e n s i d a d e

d o

s i n a l

5

24 25 26

(7,8)

(1) (1,1)

Massa atômica (u)

H H

HC2H6O, C O C H

H H

C2H6O,

H H

H C OC H

H H

CH4O,

H

H C O H

H

CH

H

H

C H

H

H(c)

CH

H

H

C C

H

H

H

H

C H

H

H(d)

Molecular: C4H10

Mínima: C2H5

CH

H

H

C C

H

H

H

H

C OH

H

H



tons, 1 nêutron, 2 elétrons (b) Trítio,3H, é mais pesado. (c)

Uma precisãode1 ´ 10–27

g seria necessáriapara se diferenciar3H e

3He. 2.76 (a) 8

16O, 817 O, 8

18O (b)Todosos isótopos são áto-mos do mesmo elemento, oxigênio, com o mesmo númeroatômico, 8 prótons no núcleo e 8 elétrons. Espera-se que seuarranjo de elétrons seja o mesmo e suas propriedades quími-cas bastantesimilares. Cada um temnúmerodenêutrons, nú-

mero de massa e massa atômica diferentes.2.78 (a)Oisótopo68,926 u tem31prótons, 38nêutronseosím-

bolo 3169Ga. O isótopo 70,926 u tem 31 prótons, 40 nêutrons e o

símbolo3171Ga.(b)

69Ga = 60,3%,

71Ga= 39,7% 2.81 (a)5 algaris-

mos significativos (b) 0,05444% 2.84 (a) 106266Sg tem 106 pró-

tons, 160 nêutrons e 106 elétrons (b) Sg está no grupo 6B (ou 6)e imediatamente abaixo do tungstênio, W. Espera-se que aspropriedades químicas de Sg se pareçam mais com as deW. 2.87 (a) óxido de níquel (II), 2+ (b) óxido de manganês(IV), 4+ (c) óxido de cromo (III), 3+ (d) óxido de molibdênio(VI), 6+ 2.90 (a) cloreto de sódio(b) bicarbonatode sódio(ouhidrogeno carbonato de sódio) (c) hipoclorito de sódio (d) hi-dróxido de sódio (e) carbonato de amônio (f) sulfato de cál-cio 2.94 (a) CH (b) Não. O benzeno não é um alcano porque

alcanossão hidrocarbonetos comtodas as ligações simples. (c)A fórmula molecular é C6H6O o u C6H5OH.Afórmula estrutu-ral é

Capítulo 33.1 (a) Conservação de massa (b) Os índices inferiores em fór-mulas químicas não devem ser mudados ao se balancear

equações porque a alteração dos índices inferiores muda aidentidade do composto (lei da composição constante).(c)( g), (l),(s), (aq) 3.3 A equação (a) é mais apropriada ao diagra-ma. 3.5 (a) 2SO2( g) + O2( g)= 2SO3( g)(b) P2O5(s) + 3H2O(l)= 2H3PO4(aq)(c) CH4( g) + 4Cl2( g)= CCl4(l) + 4HCl( g)(d) Al4C3(s) + 12H2O(l)= 4Al(OH)3(s) + 3CH4( g)(e) C4H10O(l) + 6O2( g)= 4CO2( g) + 5H2O(l)(f) 2Fe(OH)3(s) + 3H2SO4(aq)= Fe2(SO4)3(aq) + 6H2O(l)(g) Mg3N2(s) + 4H2SO4(aq)= 3MgSO4(aq) + (NH4)2SO4(aq)3.7 (a) CaC2(s) + 2H2O(l)= Ca(OH)2(aq) + C2H2( g)(b) 2KClO3(s)=

D2KCl(s) + 3O2( g)

(c) Zn(s) + H2SO4(aq)= ZnSO4(aq) + H2( g)(d) PCl3(l) + 3H2O(l)=H3PO3(aq) + 3HCl(aq)

(e) 3H2S( g) + 2Fe(OH)3(s)= Fe2S3(s) + 6H2O( g)3.9 (a) Determine a fórmula balanceando as cargas positiva enegativa no produto iônico. Todos os compostos iônicos sãosólidos. 2Na(s)+Br2(l)= 2NaBr(s) (b) O segundo reagenteé O2( g). Os produtos são CO2( g) e H2O(l).2C6H6(l) + 15O2( g)= 12CO2( g) + 6H2O(l)3.11 (a) Mg(s) + Cl2( g)=MgCl2(s)(b) SrCO3(s)= SrO(s) + CO2( g)(c) C7H16(l) + 1O2( g)= 7CO2( g) + 8H2O(l)(d) 2C5H12O(l) + 15O2( g)= 10CO2( g) + 12H2O(l)3.13 (a) 2Al(s) + 3Cl2( g)= 2AlCl3(s) combinação(b) C2H4( g) + 3O2( g)= 2CO2( g) + 2H2O(l) combustão(c) 6Li(s) + N2( g)= 2Li3N(s) combinação

(d) PbCO3(s)= PbO(s) + CO2( g) decomposição(e) C7H8O2(l) + 8O2( g)= 7CO2( g) + 4H2O(l) combustão3.15 (a) 34,1 u (b) 118,7 u (c) 142,3 u (d) 150,1 u (e) 212,3 u (f)159,6 u (g) 222,5 u 3.17 (a)49,9%(b) 45,0% (c)43,2%(d) 67,6%(e) 60,0% 3.19 (a) 79,2% (b) 63,2% (c) 64,6% 3.21 (a)6,022 ´ 10

23(b) A massa molecular de uma substância em u

tem o mesmovalor numérico que a massamolar expressaem

gramas. 3.23 23gdeNacontêm1molde átomos;0,5 mol deH2O contém 1,5 mol de átomos; 6,0 ´ 10

23moléculas de N2

contêm 2 mols átomos.3.25 4,4 ´ 10

24kg. Um mol de bolas de lançamento de peso

olímpico tem massa 0,73vezes maior do que a da Terra. 3.27

(a) 72,8 g de CaH2 (b) 0,0219 mol de Mg(NO3)2 (c) 1,48 ´ 1023

moléculas de CH3OH (d) 3,52 ´ 1024 átomos de H 3.29 (a)

0,856 g de Al2(SO4)3 (b) 1,69 ´ 10–3

mol de Cl–

(c) 0,248 g deC8H10N4O2 (d)387 g de colesterol/mol 3.31 (a)massa molar =162,3 g (b) 3,08 ´ 10

–5molde alicina (c)1,86 ´ 10

19moléculas de

alicina (d) 3,71 ´ 1019 átomos de S 3.33 (a) 1,15 ´ 10

21 átomosde H (b) 9,62 ´ 10

19moléculas de C6H12O6 (c) 1,60 ´ 10

–4mol de

C6H12O6 (d) 0,0287 g de C6H12O6 3.35 3,28 ´ 10–8

mol deC2H3Cl/L; 1,97 ´ 10

16moléculas/L 3.37 (a) NO2 (b) Não há

como saber se as fórmulas mínima e molecular são as mes-mas. NO2 representa a proporção mais simples de átomos emuma molécula, mas não é a única fórmula molecular possí-vel. 3.39 (a) C2H6O(b)Fe2O3 (c) CH2O 3.41 (a)CSCl2 (b) C3OF6

(c) Na3AlF6 3.43 (a) C6H12 (b) NH2Cl 3.45 (a) fórmulamínima,C4H5N2O; fórmula molecular, C8H10N4O2 (b) fórmulas mínima emolecular, NaC5H8O4N 3.47 (a)C7H8 (b)Asfórmulasmínimae molecular são C10H20O. 3.49 x = 10; Na2CO3 ×10 H2O 3.51 Sea equação não for balanceada, as proporções de mols deriva-dos dos coeficientesficarão incorretas e levarão a quantidadescalculadas erradas de produtos. 3.53 4,0molsdeCH4 podemproduzir 4,0 mols de CO e 12,0 mols de H2. 3.55 (a) 2,4 molsde HF(b) 5,25 g de NaF (c) 0,610 g deNa2SiO3 3.57 (a) Al2S3(s)+ 6H2O(l)= 2Al(OH)3(s) + 3H2S( g) (b) 10,9 g de

Al(OH)3 3.59 (a) 3,75 mols de N2 (b) 9,28 g de NaN3 (c) 548 gde NaN3 3.61 (a) 5,50 ´ 10

–3mols de Al (b) 1,47 g de

AlBr3 3.63 (a) O reagente limitante determinao número máxi-mo de mols de produto resultante de uma reação química;qualquer outro reagente é um reagente em excesso. (b) O rea-gente limitante regula a quantidade de produtos porque ele écompletamente usado durante a reação; nenhum outro pro-duto pode ser feito quando um dos reagentes não está dispo-nível.

3.65 N2 = , NH3 =

N2 + 3H2= 2NH3. Oito átomos de N (4 moléculas de N2)requerem 24 átomos de H (12 moléculas de H2) para reaçãocompleta. Apenas 9 moléculas de H2 estão disponíveis, tor-nando H2 o reagente limitante. Nove moléculas de H2 (18 áto-mos deH)determinam que 6 moléculas deNH3 são produzidas.UmamoléculadeN2 está em excesso. 3.67 (a) 2.125 bicicletas(b) sobram 630 estruturas, sobram 130 guidões (c) as ro-das 3.69 NaOH é o reagente limitante; 0,850 mol de Na2CO3

pode ser produzido; 0,15 mol de CO2 permanece. 3.71 (a)

Respostas a exercícios selecionados 3

H

H

HH

OHH



NaHCO3 é o reagente limitante. (b) 0,524 g de CO2 (c) 0,238 gde ácido cítrico permanecem. 3.73 0,00 g de AgNO3 (reagentelimitante), 4,32 g de Na2CO3, 5,68 g de Ag2CO3, 3,50 g deNaNO3 3.75 (a) O rendimento teórico é 60,3 g de C6H5Br.(b) 94,0% de rendimento 3.77 6,73 g de Li3N de rendimentoreal 3.79 (a) C4H8O2(l) + 5O2( g)= 4CO2( g) + 4H2O(l)(b) Cu(OH)2(s)= CuO(s) + H2O( g)

(c) Zn(s) + Cl2( g)= ZnCl2(s) 3.81 (a) 0,0208 mol de C,1,25 ´ 10

22 átomos de C (b) 2,77 ´ 10–3

mol de C9H8O4,1,67 ´ 10

21moléculas de C9H8O4 3.83 (a) massa =

4,6638 ´ 10–19g de Si (b) volume = 2,0 ´ 10–19

cm3

(c) compri-mento da borda = 5,9 ´ 10

–7cm (=5,9 nm) 3.85 (a) A fórmula

mínima é C10H18O. (b) A fórmula molecular é C10H18O. 3.87

C6H5Cl 3.90 (a) 7,6 ´ 10–5

mol de NaI (b) 3,44 ´ 10–3

g deNaI 3.92 1,1 kg de H2O 3.95 10,2 g de KClO3, 20,0 g deKHCO3, 13,8 g de K2CO3, 56,0 g de KCl 3.98 1,57 ´ 10

24 áto-mos de O 3.100 52 kg de CO2 3.102 (a) S(s) +O2( g)= SO2( g); SO2( g) + CaO(s)= CaSO3(s)(b) 1,7 ´10

5kg de CaSO3/dia

Capítulo 4

4.1 A água de torneira contém muitos eletrólitos dissolvidospara completar um circuito entre um aparelho elétrico e nossocorpo, produzindo um choque. 4.3 Quando CH3OH se dis-solve, as moléculas neutras de CH3OH que estão dispersaspor toda a solução não têm carga e a solução não é condutora.Quando HC2H3O2 se dissolve, algumas moléculas se ionizampara formar H

+(aq) e C2H3O2

– (aq). Estes poucos íons têm algu-ma carga e a solução é fracamente condutora.4.5 (a) ZnCl2(aq)= Zn

2+(aq) + 2Cl–(aq)

(b) HNO3(aq)=H+(aq) + NO3

–(aq) 4.7 AX é um não-ele-

trólito, AY é um eletrólito fraco e AZ é um eletrólito for-te. 4.9 Moléculas de HCHO2, íons H

+e íons CHO2

–;

HCHO2(aq)@H+(aq) + CHO2

– (aq) 4.11 (a) Solúvel (b) in-solúvel (c) solúvel (d) insolúvel (e) solúvel

4.13 (a) Na2CO3(aq) + 2AgNO3(aq)=

Ag2CO3(s) + 2NaNO3(aq) (b) Não ocorre precipitado(c) FeSO4(aq) + Pb(NO3)2(aq)= PbSO4(s) + Fe(NO3)2(aq)4.15 (a) 2Na

+(aq) + CO3

2– (aq) + Mg2+

(aq) + SO42– (aq)=

MgCO3(s) + 2Na+(aq) + SO4

2– (aq)Mg

2+(aq) + CO3

2–(aq)=MgCO3(s)

(b) Pb2+

(aq) + 2NO3– (aq) + 2Na

+(aq) + S

2–(aq)=PbS(s) + 2Na

+(aq) + 2NO3

– (aq)Pb

2+(aq) + S

2–(aq)= PbS(s)

(c) 6NH4+ (aq) + 2PO4

3– (aq) + 3Ca2+

(aq) + 6Cl–(aq)=Ca3(PO4)2(s) + 6NH4

+ (aq) + 6Cl–(aq)

3Ca2+

(aq) + 2PO43– (aq)= Ca3(PO4)2(s)

4.17 A solução deve conter Ba2+

. Ela poderia conter K+

e Ba2+

juntos, mas, como estamos lidando com um sal único, supo-

mos que somente Ba

2+

está presente.4.19

A solução que for-ma um precipitado com H2SO4(aq) é Pb(NO3)2(aq); a outra éMg(NO3)2(aq). 4.21 (a) Um ácido monoprótico tem um H ioni-zável(ácido), enquantoum ácido diprótico tem dois. (b) Um áci-do forte é completamente ionizado em solução aquosa, aopasso que somente uma fração das moléculas de ácido fracosão ionizadas. (c) Um ácido é um doador de H

+,euma base, um

receptor de H+. 4.23 (a) Ácido forte (b) ácido fraco (c) base

fraca (d) base forte 4.25 (a) Ácido, mistura de íons e molécu-las (eletrólito fraco) (b) nenhum dos anteriores, unicamentecomo moléculas (não-eletrólito) (c) sal, unicamente como íons(eletrólito forte) (d) base, unicamente como íons (eletrólitoforte) 4.27 (a) H2SO3, eletrólito fraco (b) C2H5OH, não-eletró-

lito (c) NH3, eletrólito fraco (d) KClO3, eletrólito forte (e)Cu(NO3)2, eletrólito forte4.29 (a) 2HBr(aq) + Ca(OH)2(aq)=CaBr2(aq) + 2H2O(l)H

+(aq) + OH

–(aq)=H2O(l)

(b) Cu(OH)2(s) + 2HClO4(aq)= Cu(ClO4)2(aq) + 2H2O(l)Cu(OH)2(s) + 2H

+(aq)= 2H2O(l) + Cu

2+(aq)

(c) Al(OH)3(s) + 3HNO3(aq)=Al(NO3)3(aq) + 3H2O(l)

Al(OH)3(s) + 3H+

(aq)= 3H2O(l) + Al3+

(aq)4.31 (a) CdS(s) + H2SO4(aq)=CdSO4(aq) + H2S( g)CdS(s) + 2H

+(aq)=H2S( g) + Cd

2+(aq)

(b) MgCO3(s) + 2HClO4(aq)=Mg(ClO4)2(aq) + H2O(l) + CO2( g);

MgCO3(s) + 2H+(aq)=H2O(l) + CO2( g) + Mg

2+(aq)

4.33 (a) FeO(s) + 2H+(aq)=H2O(l) + Fe

2+(aq)

(b)NiO(s)+2H+(aq)=H2O(l)+Ni

2+(aq) 4.35 (a)Em termos

de transferênciade elétron, a oxidação é aperdadeelétronsporuma substância, e a redução é o ganho de elétrons. (b) Em rela-ção aos números de oxidação, quando uma substância é oxi-dada, seu número de oxidação aumenta. Quando umasubstância é reduzida, seu número de oxidação dimi-nui. 4.37 Os metais oxidáveis mais facilmente estão perto da

base dos grupos no lado esquerdo da tabela, especialmentedos grupos 1Ae 2A. Osmetaisoxidáveismenosfacilmente es-tão na parte mais baixa, à direita dos metais de transição, emparticular aqueles próximos à base dos grupos 8B e 1B.4.39 (a) +6 (b) +4 (c) +7 (d) +1 (e) 0 (f) –14.41 (a)Ni=Ni

2+,oNi é oxidado; Cl2= 2Cl

–, Cl é redu-

zido (b) Fe2+= Fe,Fé é reduzido; Al=Al

3+, Al é oxida-

do(c)Cl2= 2Cl–, Cl é reduzido; 2I

–= I2, I é oxidado (d)S

2–= SO4

2–, S é oxidado; H2O2=H2O; O é reduzi-do 4.43 (a) Mn(s) + H SO2 4 (aq)=MnSO4(aq) + H2( g);Mn(s) + 2H

+(aq)=Mn

2+(aq) + H2( g)

(b) 2Cr(s) + 6HBr(aq)= 2CrBr3(aq) + 3H2( g)2Cr(s) + 6H

+(aq)= 2Cr

3+(aq) + 3H2( g)

(c) Sn(s) + 2HCl(aq)= SnCl2(aq) + H2( g)

Sn(s) + 2H+

(aq)= Sn2+

(aq) + H2( g)(d) 2Al(s) + 6HCHO2(aq)= 2Al(CHO2)3(aq) + 3H2( g)2Al(s) + 6HCHO2(aq)= 2Al

3+(aq) + 6CHO2

– (aq) + 3H2( g)4.45 (a) 2Al(s) + 3NiCl2(aq)= 2AlCl3(aq) + 3Ni(s) (b) nãoocorre reação (c) 2Cr(s) + 3NiSO4(aq)= Cr2(SO4)3(aq) +3Ni(s) (d) Mn(s) + 2HBr(aq)=MnBr2(aq) + H2( g)(e) H2( g) + CuCl2(aq)= Cu(s) + 2HCl(aq)4.47 (a) i. Zn(s) + Cd

2+(aq)= Cd(s) + Zn

2+(aq); ii. Cd(s) +

Ni2+

(aq)=Ni(s) + Cd2+

(aq) (b) Cd está entre Zn e Ni na sé-rie de atividades. (c) Coloque uma lâmina de ferro emCdCl2(aq). Se Cd(s) for depositado, Cd é menos ativo do queFe; se não houver reação, Cd é mais ativo do que Fe. Faça omesmo teste com Co se Cd for menos ativo que Fe ou com CrseCd for mais ativo doqueFe. 4.49 (a) Intensiva; a proporção

da quantidade de soluto para a quantidade total de solução éa mesma, não importando quanto de solução esteja presente.(b) O termo 0,50 mol de HCl define uma quantidade (símbolode aproximadamente 18 g) da substância pura HCl. O termo0,50 mol/L de HCl é uma razão;ela indicaquehá 0,50 mol desoluto HCl em 1,0 litro de solução. 4.51 (a) 0,0863 mol/L deNH4Cl (b) 0,0770 mol de HNO3 (c) 83,3 mL de 1,50 mol/L deKOH 4.53 (a) 4,46 g de KBr (b) 0,145 mol/L de Ca(NO3)2 (c)20,3 mL de 1,50 mol/L de Na3PO4

4.55 (a) 0,15 mol/L deK2CrO4 tem a concentração mais alta de K

+. (b) 30,0 mL de

0,15 mol/L de K2CrO4 tem mais íons K+. 4.57 (a) 0,14 mol/L

deNa+, 0,14mol/Lde OH

–(b) 0,25 mol/L de Ca

2+, 0,50 mol/L

de Br– (c) 0,25 mol/L de CH3OH (d) 0,067 mol/L de K+, 0,067




mol/L de ClO3- , 0,13 mol/L de Na+ , 0,067 mol/L de

SO4

2–4.59 (a) 1,69 mL de 14,8 mol/L de NH3 (b) 0,592 mol/L

deNH3 4.61 (a) Adicione 6,42g deC 12H22O11 aumbalão volu-métrico de 125 mL, dissolva um pequeno volume de águadentro e adicioneágua até a marca no gargalo do balão. Agitecompletamente para se certificar de uma mistura total. (b)Enxágüe completamente, limpe e encha uma bureta de 50 mL

com 1,50 mol/L de C12H22O11. Despeje 26,7 mL dessa soluçãoemum balão volumétrico de 400 mL,adicioneágua até a mar-ca e misture completamente. 4.63 1,398 mol/L deHC2H3O2 4.65 0,117 g de NaCl 4.67 (a) 38,0 mL de 0,115mol/L de HClO4 (b) 769 mL de 0,128 mol/L de HCl (c) 0,408mol/L de AgNO3 (d) 0,275 g de KOH 4.69 27 g deNaHCO3 4.71 1,22 ´ 10

–2mol/Lde solução de Ca(OH)2;aso-

lubilidade de Ca(OH)2 é 0,0904g em 100 mL de solução. 4.73

(a) NiSO4(aq) + 2KOH(aq)=Ni(OH)2(s) + K2SO4(aq) (b)Ni(OH)2 (c) KOH é o reagente limitante. (d) 0,927 g deNi(OH)2 (e) 0,0667 mol/L de Ni

2+(aq), 0,0667 mol/L de K

+(aq),

0,100 mol/L de SO42– (aq) 4.75 91,40% de Mg(OH)2

4.77 Oprecipitado é CdS(s). Na

+(aq) e NO3

–(aq) são íons espectadores

e permanecem em solução, junto com quaisquer íons em ex-

cesso de reagente.A equação iônica líquida é Cd2+

(aq) + S2–

(aq)= CdS(s).

4.80 (a) Al(OH)3(s) + 3H+(aq)=Al

3+(aq) + 3H2O(l)

(b) Mg(OH)2(s) + 2H+(aq)=Mg

2+(aq) + 2H2O(l)

(c) MgCO3(s) + 2H+(aq)=Mg

2+(aq) + H2O(l) + CO2( g)

(d) NaAl(CO3)(OH)2(s) + 4H+(aq)=

Na+(aq) + Al

3+(aq) + 3H2O(l) + CO2( g)

(e) CaCO3(s) + 2H+(aq)= Ca

2+(aq) + H2O(l) + CO2( g)

4.83 (a) Não ocorre reação (b) Zn(s) + Pb2+

(aq)= Zn2+

(aq) +Pb(s)(c)não ocorre reação (d) Zn(s) + F e

2+(aq)= Zn

2+(aq) +

Fe(s) (e) Zn(s) + Cu2+

(aq)= Zn2+

(aq) + Cu(s) (f) não ocorrereação 4.86 1,70 mol/L de KBr 4.89 30 mols de Na

+4.91

0,368 mol/L de H2O2 4.93 1,81 ´ 1019 íons de Na

+4.96

5,1 ´ 103kgdeNa2CO3 4.99 0,233 mol/L de Cl–

4.102 (a) +5

(b) arsenato de prata (c) 5,22% de As

Capítulo 55.1 Um objeto pode possuir energia em virtude de seu movi-mento ou posição. A energia cinética depende da massa doobjeto e de sua velocidade. A energia potencial depende daposição do objeto em relação ao corpo com o qual ele intera-ge. 5.3 (a) 84J (b) 20cal (c) Quandoa bolaatinge a areia, suavelocidade (e conseqüentementesuaenergia cinética) caiparazero.Grande parte da energia cinética é transferida paraa areia,que se deforma quando a bola aterrissa. Parte da energia é li-

beradacomo calor pela fricção entre a bolae a areia. 5.5 1Btu=1.054 J 5.7 2,1 ´ 10

3kcal 5.9 Quando a bala levanta contra a

força da gravidade, a energia cinética fornecida pelo revólver

de ar é transformada em energia potencial. Quando toda aenergia cinética for transformada em energia potencial (ouperda como calor por fricção), a bala pára de subir e cai à Ter-ra.Em princípio, se energia cinéticasuficiente pudesse ser for-necidaparaa bala, elapoderiaescapar da forçadegravidadeemover-se para o espaço. Para um revólver de ar e uma bala,isto é praticamente impossível. 5.11 (a) O sistema é a parte

bem definida do universo cujas alterações de energia estãosendo estudadas. (b) Um sistema fechado pode trocar calor,mas não massa, com sua vizinhança. 5.13 (a) Trabalho é umaforça aplicadasobreuma distância. (b)A quantidade de traba-lho executado é a ordem de grandeza da força vezes a distân-cia sobre a qualela é aplicada. w = f ´ d. 5.15 (a) Gravidade; otrabalho é realizado uma vez que a força da gravidadeé opos-

ta e o lápis é levantado. (b) Força mecânica; o trabalho é reali-zadouma vez que a força da mola comprimida é oposta quan-do a mola é comprimida por certa distância. 5.17 (a) Emqualquer alteração física ou química, a energia não pode sercriada nem destruída;a energia é conservada. (b) A energia in-terna (E) deum sistema é a somade todas asenergiascinética epotencial dos componentes do sistema. (c) A energia interna

aumentaquando o trabalhoé realizado no sistema e quando ocalor é transferido ao sistema.

5.19 (a) DE = –152 kJ, exotérmico (b)DE = +0,75 kJ, endotérmi-

co (c) DE = +14,0 kJ, endotérmico 5.21 (a) O sistema (iii) é en-

dotérmico. (b) DE < 0 para o sistema (iii). (c) DE > 0 para ossistemas (i)e (ii). 5.23 (a)Comopoucoou nenhum trabalhoérealizado pelo sistema no caso (2), o gás absorverá a maiorparte da energia como calor; o gás do caso (2) terá a tempera-tura mais alta. (b) No caso (2) w » 0 e q » 100 J. No caso (1),uma quantidade significativa de energia será usada para rea-lizar trabalho na vizinhança (–w), mas parte será absorvida

como calor (+q). (c) DE é maior para o caso (2) porque todos100 J aumentam a energia interna do sistema, em vez de umaparte da energia realizar trabalho na vizinhança. 5.25 (a)

Uma função de estado é a propriedade que depende apenas doestado físico (pressão temperatura etc.) do sistema, e não docaminho usado para chegar ao estado atual. (b) Energia inter-na é umafunção de estado; trabalhonão é umafunção deesta-do. (c) Temperatura é uma função de estado; não importandoquão quente ou fria a amostra estava, a temperatura dependeunicamente de sua condição presente. 5.27 (a) Para os mui-tos processos que ocorrem à pressão atmosférica constante, avariação de entalpia é uma medida significativa da variaçãode energia associada ao processo. (b) Somente sob condições

de pressão constante o D H para o processo é igual ao calortransferido durante o processo. (c) O processo é exotérmico.5.29 (a) HC2H3O2(l) + 2O2( g)= 2H2O(l) + 2CO2( g),D H = –871,7 kJ

5.31 O reagente, 2Cl( g), tem a entalpia mais alta.5.33 (a) Exotérmica (b) –59 kJ de calor transferido (c) 6,43 g deMgO produzidos (d) +112 kJ de calor absorvido 5.35 (a)

–35,4 kJ (b)–0,759 kJ (c)+12,3 J 5.37 A pressão constante,DE =

D H – PDV . Os valores tanto de P quanto de DV ou T e de Dn

precisam ser conhecidos para calcular DE a partir deD H . 5.39 DE = –125 kJ, D H = –89 kJ 5.41 (a) D H = +726,5 kJ

(b)D H = –1.453 kJ(c)A reação exotérmicadireta é maisprová-vel de ser termodinamicamentefavorecida. (d) A vaporizaçãoé endotérmica. Se o produto fosse H2O( g), a reação seria mais

endotérmica e teriaD H menos negativo. 5.43 (a) J/ºC ou J/K(b) J g

–1 ºC–1ou J g

–1K

–15.45 (a) 4,184 J g

–1K

–1(b) 774 J/ºC (c)

904 kJ 5.47 3,47 ´ 104 J

5.49 D H = –45,7 kJ/mol de NaOH 5.51 DEr = –25,5 kJ/g deC6H4O2 ou –2,75 ´ 10

3kJ/mol de C6H4O2

5.53 (a) A capacidade de calor do calorímetro completo =14,4 J g–1

K–1(b) 5,40 ºC 5.55 Se uma reação pode ser descrita

como uma série de etapas, oD H para a reação é a soma das va-riações de entalpia para cada etapa.Desde que possamos des-


2H2O( l) 2CO2( g)

∆ H –871,7 kJ

HC2H3O2(l) 2O2( g)(b)



creverum caminho onde oD H paracadaetapa sejaconhecido,

o D H para qualquer processo pode ser calculado.

5.57 (a) D H = +90 kJ

O processo de A formando C pode ser descrito como A for-mando B e B formando C. 5.59 D H = –1.300,0 kJ 5.61 D H =–2,49 ´ 10

3kJ 5.63 (a) As condições padrão para variações de

entalpiasão P = 1 atm e alguma temperatura comum, normal-mente 298 K. (b) Entalpia de formação é a variação de entalpiaque ocorre quando um composto é formado a partir de seuselementos componentes. (c) Entalpia de formação padrão D H

f ° é

a variação de entalpia que acompanha a formação de um molde uma substância dos elementos em seus estados pa-drão. 5.65 Sim, ainda seria possível ter tabelas de entalpias

padrão de formação como a Tabela5.3. Entalpias de formaçãopadrão são a diferença de entalpialíquidaentre um compostoe seus elementos componentes em seus estados padrão. Nãoimportando o valor da entalpia de formação dos elementos, aordem de grandeza da diferença nas entalpias deve ser a mes-ma (supondo que a mesma reação seja estequiométrica).

5.67 (a) 12N2( g) + 3

2H2( g)=NH3( g), D H f ° = –46,19 kJ

(b) 18S8(s) + O2( g)= SO2( g), D H

f °= –296,9 kJ

(c) Rb(s) + 12Cl2( g) + 3

2O2( g)= RbClO3(s), D H f ° = –392,4 kJ

(d) N2( g) + 2H2( g) + 32O2( g)=NH4NO3(s),

D H f ° = –365,6 kJ 5.69 D H r° = –847,6 kJ

5.71 (a) D H r° = –196,6 kJ (b) D H r°= 37,1 kJ

(c) D H r°= –556,7 kJ (d) D H r°= –68,3 kJ

5.73 D H f °= –248 kJ 5.75 D H f °= –924,8 kJ

5.77 (a) C8H18(l) +252O2( g)= 8CO2( g) + 9H2O( g),

D H = –5.069 kJ (b) 8C(s, gr) + 9H2( g)= C8H18(l)

(c) D H f ° = –255 kJ 5.79 (a)O calor de combustão é a quantidade

de calor produzido quando um grama de uma substância(combustível) entra em combustão. (b) Glicose, C6H12O6, é oaçúcar do sangue. Sua importância deve-se ao fato de a glicoseser o combustível que é carregado pelo sangue para as célulase entrar em combustão para produzir energia no corpo. (c) 5 g

de gordura 5.81 104 ou 1 ´ 102

Cal/porção 5.83 59,7 Cal 5.85(a) D H comb = –1.850 kJ/mol de C3H4, –1.926 kJ/mol de C3H6,

–2044 kJ/mol de C3H8 (b) D H comb = – 4,61 ´ 104

kJ/kg de C3H4,

– 4,58 ´ 104kJ/kgdeC3H6,– 4,635 ´ 10

4kJ/kgdeC3H8 (c)Essas

três substâncias produzem aproximadamente quantidadesidênticas de calor por unidade de massa, mas o propano émarginalmente mais alto do que as outras duas. 5.87 (a)469,4m/s (b)5,124 ´ 10–21

J (c) 3,086kJ/mol 5.90 Areaçãoes-

pontânea do airbag é provavelmente exotérmica, com –D H e,portanto, –q. Quando o airbag infla, trabalho é realizado pelosistema, portanto, o sinal de w também é negativo. 5.93 (a)

q = 0, w > 0,DE >0(b)Osinalde q é negativo. As mudançasem

estado descritas em ambos os casos são idênticas. DE é o mes-

mo nos dois casos, mas a distribuição de energia transferidacomo o trabalho ou o calor é diferente nos dois cenários. 5.96

1,8 ´ 104ou 18.000 tijolos

5.100 (a, b) CH4( g) + O2( g)= C(s) + 2H2O(l),

D H ° = –496,9 kJ; CH4( g) + 32O2( g)=CO( g) + 2H2O(l),

D H ° = –607,4 kJ; CH4( g) + 2O2( g)=CO2( g) + 2H2O(l),

D H ° = –890,4 kJ (c) Supondo que O2( g) esteja presente em ex-cesso, a reação que produzCO2( g) tem o D H mais negativo pormol de CH4 queimado e, portanto, os produtos mais termodi-namicamente estáveis. 5.103 1,3-butadieno: (a)D H = –2.543,4

kJ/mol de C4H6 (b) 47kJ/g (c) 11,18% de H; 1-buteno: (a) D H =–2.718,5 kJ/molde C4H8 (b) 48 kJ/g (c) 14,37% de H; n- butano:

(a) D H = –2.878,5 kJ/mol de C4H10 (b) 50 kJ/g (c) 17,34% de H(d) Conformea porcentagem em massa de H aumenta,o calorde combustão (kJ/g) do hidrocarboneto também aumenta,dadoo mesmo número de átomos deC. Umgráfico dosdadossugere que a porcentagem em massa de H e o calor de com-

bustão são diretamente proporcionais quando o número deátomos de C for constante. 5.107 (a) 1,479 ´ 10–18

J/molécula(b) 1 ´ 10–15

J/fóton. O raio X tem aproximadamente 1.000 ve-

zes mais energia do que o que é produzido pela combustãode 1 molécula de CH4( g). 5.111 (a) 3,18 g de Cu (b) Cu(OH)2

(c) CuSO4(aq) + 2KOH(aq)=Cu(OH)2(s) + K2SO4(aq),

Cu2+

(aq) + 2OH–(aq)= Cu(OH)2(s) (d) D H = –52 kJ

Capítulo 66.1 (a) Metros (b) 1/segundos (c) metros/segundo 6.3 (a)Verdadeira (b) Falsa.A freqüência da radiação diminui com oaumento do comprimento de onda. (c) Falsa. A luz ultraviole-ta tem comprimentos de onda menores do que a luz visível.(d) Falsa. A radiação eletromagnética e as ondas sonoras mo-vem-secom diferentes velocidades. 6.5 Comprimentode ondade raios X < ultravioleta < luz verde < luz vermelha < infraver-melho < ondas de rádio 6.7 (a) 6,63 ´ 10

20s–1

(b) 1,18 ´ 10–8m

(c) nenhuma das duas é visível (d) 2,25´

10

6

m6.9 6,88 ´ 1014

s–1; azul 6.11 (a) Quantização significa que a ener-

giasó pode ser absorvidaou emitida em quantidades específi-cas ou em múltiplos dessas quantidades. Essa quantidademínima de energia é igual a uma constante vezes a freqüênciada radiação absorvida ou emitida; E = h n. (b) Em atividadescotidianas, objetos macroscópicos como nossos corpos ga-nham e perdem quantidades totais de energia bem maioresdoque umúnicoquantum h n. O ganho oua perda dorelativa-mente minúsculo quantum de energia não são notados. 6.13

(a) 2,45 ´ 10–19

J (b) 1,80 ´ 10–20

J (c) 25,3 nm; ultravioleta 6.15

(a)l=3,3 mm, E =6,0 ´ 10–20

J;l= 0,154 mm, E = 1,29 ´ 10–15

J(b)Ofóton de 3,3 mm está na região do infravermelho e o fóton de0,154 nm está na região dos raios X; o fóton do raio X tem amaior energia. 6.17 (a) 6,11 ´ 10–19

J/fóton (b) 368 kJ/mol (c)1,64 ´ 1015 fótons 6.19 8,1 ´1016 fótons/s6.21 (a) Emin = 7,22 ´ 10–19

J (b) l=275nm (c) E120 = 1,66 ´ 10–18 J.

A energia em excesso do fóton de 120 nm é convertida naenergia cinética do elétron emitido. Ec = 9,3 ´ 10

–19 J/elé-

tron. 6.23 Quando aplicada a átomos, a idéia de energiasquantizadas significaqueapenas certos valores deDE são per-mitidos. Estes são representados pelas linhas no espectro deemissão de átomos excitados. 6.25 (a) Emitida (b) absorvida(c) emitida 6.27 E2 = –5,45 ´ 10

–19 J; E6 = – 0,606 ´ 10

–19 J; DE =

4,84 ´ 10–19 J; l = 410 nm, visível, violeta 6.29 (a) Apenas li-

nhas com n f = 2 representam valores deDE e comprimentos de

onda que ficam na porção visível do espectro. Linhas comn f =

1 têm comprimentos de onda menores e linhas com n f > 2 têm


(b)

H 30 kJ

H 60 kJ

H 90 kJ

C

A

B



comprimentos de onda maiores do que a radiação visível. (b)ni = 3, n f = 2; l = 6,56 ´ 10

–7m; essa é a linha vermelha a 656 nm;

ni = 4, n

f = 2; l = 4,86 ´ 10–7

m; esta é a linha azula 486 nm; ni = 5,

n f = 2; l= 4,34 ´ 10

–7m;esta é a linha violetaa 434 nm. 6.31 (a)

Região ultravioleta (b) ni = 6, n

f = 1 6.33 (a) l = 5,6 ´ 10–37

m;(b) l = 2,65 ´ 10–34

m (c) l = 2,3 ´ 10–13m 6.35 4,14 ´ 10

3

m/s 6.37 (a) Dx ³ 4 ´ 10–27

m (b) Dx = 3 ´ 10–10

m 6.39 O mo-

delo de Bohr afirma com 100% de certeza que o elétron no hi-drogênio pode ser encontradoa 0,53Å do núcleo. O modelo damecânica quântica é um modeloestatístico que afirmaa proba-

bilidadede seencontrar o elétron emcertas regiõesem volta donúcleo. Enquanto 0,53 Å é o raio com a maior probabilidade,essaprobabilidadeé sempremenordoque 100%. 6.41 (a) n = 4, l =3, 2, 1, 0 (b) l = 2, m

l= –2, –1,0,1,2 6.43 (a) 3 p: n = 3, l = 1 (b)

2s: n = 2, l = 0 (c) 4 f : n = 4, l = 3 (d) 5d: n = 5, l = 2 6.45 (a) im-possível, 1 p (b) possível (c) possível (d) impossível, 2d

6.47

6.49 (a) Os orbitais 1s e 2s do átomo de hidrogênio têm a mes-ma forma esférica total, mas o orbital 2s tem umaextensão ra-dial maior e um nó a mais do que o orbital 1s. (b) Um únicoorbital 2 p é direcional em que suadensidade de elétron é con-centrada ao longo de um dos três eixos cartesianos do átomo.O orbital d

x y2 2-

tem densidade de elétron ao longo dos eixos xe y, enquanto o orbital p

x tem densidade somente ao longo doeixo x. (c) A distância média de um elétron ao núcleo em umorbital 3s é maior do que para umelétronem umorbital 2s.(d)1s < 2 p < 3d < 4 f < 6s 6.51 (a) Noátomo de hidrogênio,orbitaiscom o mesmo número quântico principal, n, têm a mesma

energia. (b) Em um átomo com muitos elétrons (átomo polie-letrônico), para um dado valor de n, a energia do orbital au-menta com o aumento do valor de l: s < p < d < f 6.53 (a)+ 1

2, – 1

2

(b) um ímã com forte campo magnético não homogêneo (c)eles devem ter valores de m

sdiferentes; o princípio de exclu-

são de Pauli 6.55 (a)10(b)2(c)6(d)14 6.57 (a) Cada quadrí-cularepresenta umorbital. (b) O spin doelétron é representadopelo sentido das semiflechas. (c) Não. Em Be, não há elétronsnos subníveis que têm orbitais degenerados, de forma que aregra de Hund não é usada. 6.59 (a) Cs, [Xe]6s

1(b) Ni,

[Ar]4s23d8

(c) Se, [Ar]4s23d10

4 p4

(d) Cd, [Kr]5s24d10

(e) Ac, [Rn]7s

26d

1(f) Pb, [Xe]6s

24 f

145d

106 p

2

6.61

(a) 2 elétrons desemparelhados (b) 0 elétrons desemparelha-dos (c) 4 elétrons desemparelhados (d) 2 elétrons desempare-lhados (e) 3 elétrons desemparelhados (f) 4 elétronsdesemparelhados 6.63 (a) Mg (b) Al(c) Cr (d) Te 6.65 (a) Oquinto elétron preencheria o subnível 2 p antes do3s.(b)Ocer-ne é [He], ou a configuração eletrônica mais externa deveriaser 3s2

3 p3. (c) O subnível 3 p seria preenchido antes do

3d. 6.67 lA =3,6 ´ 10–8

m, lB = 8,0 ´ 10–8

m(b) nA = 8,4 ´ 1015

s–1

,nB = 3,7 ´ 10

15s

–1(c) A, ultravioleta; B, ultravioleta 6.69 46,7

min 6.71 1,6 ´ 1018

fótons 6.73 3,6 ´ 106

fótons/s, 1,3 ´ 10–12

J/ s6.75 (a) A radiação do sol é um espectro contínuo. Quandoátomos gasosos na atmosfera solar são expostos a essa radia-ção, os elétrons nesses átomos mudam de seu estado funda-mental para um de vários estados excitados permitidos.Assim, as linhas escuras são os comprimentos de onda quecorrespondemàs mudanças de energia permitidas emátomosda atmosfera solar.O background contínuo representa todos osoutros comprimentos de ondas da radiação solar. (b) O cien-tista deve registrar o espectro de absorção do neônio puro ououtros elementos de interesse. As linhas pretas devem apare-cer nos mesmos comprimentos de onda, não importando a

fonte de neônio. 6.77 v = 1,02 ´ 107

m/s 6.79 (a) l (b) n e l (c)m

s(d) m

l6.81 (a)1(b)3(c)5(d)9 6.83 (a) O plano xy, onde

z = 0 (b) Os planos yz e xz, onde x = 0 e y = 0 (c) os planos quecortam os eixos x e y e contêm o eixo z, onde x

2 – y

2= 0 6.85

Mt, [Rn] 7s25 f

146d

76.87 1,7 ´ 10

28fótons

Capítulo 77.1 Mendeleev colocou elementos com propriedades quími-cas físicas similares dentro de uma família ou coluna da tabe-la. Para os elementos não conhecidos, ele deixou espaços em

branco. Ele previu propriedades para os ‘espaços em branco’com base nas propriedades de outros elementos na família eem cada lado. 7.3 (a) Carga nuclear efetiva, Zef, é uma repre-sentação do campo elétrico médio sofrido por um único elé-

tron. É o ambiente de média criado pelo núcleo e os outroselétrons na molécula, expresso como umacarga positiva líqui-danonúcleo. (b) Da esquerda para a direita em um período, acarga nuclear efetiva aumenta. 7.5 (a) K, 1+ (b) Br, 7+ 7.7

Oselétrons n = 3 emKr sofrem uma carganuclear efetivamaiore conseqüentemente têm maior probabilidade de estar pertodo núcleo. 7.9 Osraios atômicossão determinadospelas dis-tâncias entre átomos em situações variadas. Os raios de liga-ção são calculados pelaseparação internuclearde doisátomosunidos por uma ligação química. Os raios de Van der Waalssão calculados pela separação internuclear entre dois átomosgasosos que colidem e se movimentam separadamente masnão se ligam. 7.11 1,44 Å 7.13 A partir da soma dos raiosatômicos, As — I = 2,54 Å. Isso é bem próximo ao valor experi-

mental de 2,55 Å.7.15

(a) Diminui (b) aumenta (c) F < S < P <As 7.17 (a) Be < Mg < Ca (b) Br < Ge < Ga (c) Si < Al < Tl7.19 (a) As repulsões eletrostáticas são reduzidas pela remo-çãodeumelétronde umátomo neutro, a carga nuclear efetivaaumenta e o cátion é menor. (b)A repulsão eletrostáticaadicio-nal produzida pela adição de um elétron a um átomo neutrodiminui a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons de va-lência e aumenta o tamanho doânion.(c) Descendo nacoluna,os elétrons de valência estão mais distantes do núcleo e so-frem maior blindagem dos elétrons internos. A maior exten-são radial dos elétrons de valência excede o aumento em Z.7.21 A esfera azul é um metal; seu tamanho diminui em rea-ção, característica da mudança em raio quando um átomo demetal forma um cátion. A esfera vermelha é um não-metal;


xs

y

z(a)

x pz

y

z(b)

zdxy

y

x(c)

(d) Zr5s 4d

(e) Sb5s 4d 5 p

(f) U7s 5 f 6d

(a) S

3s(b) Sr

5s

3 p

(c) Fe4s 3d



seu tamanho aumenta em reação, característica da mudançaem raioquandoumátomode não-metal forma umânion. 7.23

(a) Uma série isoeletrônica é um grupo de átomos ou íons quetêmomesmonúmerode elétrons. (b) (i) Cl

–:Ar(ii)Se

2–: Kr (iii)

Mg2+

: Ne 7.25 (a) Como o número de elétrons em uma sérieisoeletrônica é o mesmo, os efeitos de repulsão e de blinda-gem são normalmente similares para as diferentes partículas.

À medida que Z aumenta, os elétrons de valência são maisfortemente atraídos pelo núcleo e o tamanho da partícula di-minui. (b) Um elétron 2 p em Na

+7.27 (a) Se < Se

2–< Te

2–

(b) Co3+

< Fe3+

< Fe2+

(c) Ti4+

< Sc3+

< Ca (d) Be2+

< Na+

< Ne7.29 Te( g)= Te

+( g) + e –; Te

+( g)= Te

2+( g) + e –;

Te2+

( g)= Te3+

( g) + e–

7.31 (a) Deacordo com a lei deCou-lomb, a energia de um elétron em um átomo é negativa. Paraaumentar a energia do elétron e removê-lo do átomo, a ener-

gia deve ser adicionada ao átomo. A energia de ionização, DEpara este processo, é positiva. (b) F tem uma primeira energiade ionização maior que O porqueF tem Zef maior e oselétronsmais externos em ambos os elementosestão aproximadamen-te à mesmadistânciado núcleo. (c)A segunda energia de ioni-

zação de um elemento é maior do que a primeira porque maisenergia é necessária para superar Zef maior do cátion 1+ doque a do átomo neutro. 7.33 (a) Quanto menor o átomo,maior sua primeira energia de ionização (dos elementos nãoradioativos). (b) He tem a maior e Cs tem a menor primeiraenergia de ionização. 7.35 (a) Ne (b) Mg (c) Cr (d) Br (e) Ge7.37 (a) Sb

3+, [Kr]5s

24d

10(b) Ga

+, [Ar]4s

23d

10(c) P

3–, [Ne]3s

23 p

6ou

[Ar] (d) Cr3+

, [Ar]3d3(e) Zn

2+, [Ar]3d10

(f) Ag+, [Kr]4d10

7.39 (a) Co2+

, [Ar]3d7, 3 elétrons desemparelhados (b) In

+,

[Kr]5s24d10

, 0 elétron desemparelhado 7.41 Energia de ioni-zação: Se( g)= Se

+( g) + e–; [Ar]4s

23d

104 p

4=[Ar]4s

23d

104 p

3; afinidades eletrônicas: Se( g) + e

–= Se–( g);

[Ar] 4s23d10

4 p4= [Ar] 4s2

3d104 p5

7.43 Li + 1e-= Li–;[He] 2s

1= [He]2s2; B e + 1 e

–= Be–; [He]2s

2=

[He]2s2

2 p1

.Aadiçãodeumelétrona Licompleta o subnível2s.O elétron adicionado sofre praticamente a mesma carga nu-clear efetiva que o outro elétron de valência; há uma estabili-

zação total eDE é negativo. Um elétron extra em Be ocupariaosubnível 2 p de maior energia. Esse elétron é blindado de todaa carga nuclear pelos elétrons 2s e não sofre uma estabilização

em energia;DE é positivo.7.45 Quantomenora primeira ener-giade ionização de um elemento, maior o caráter metálico da-quele elemento.7.47 (a) Li (b) Na (c) Sn (d) Al 7.49 Iônico: MgO, Li2O, Y2O3;molecular: SO2, P2O5, N2O, XeO3. Compostos iônicos são for-mados pela combinação de um metal e um não-metal; com-postos moleculares são formados por dois ou mais não-metais. 7.51 (a) Um óxido ácido dissolvido em água produz

uma solução ácida; um óxido básico dissolvido em água pro-duz uma solução básica. (b) Óxidos de não-metais, como SO3,são ácidos; óxidos de metais, como CaO, são básicos.7.53 (a) BaO(s) + H2O(l)= Ba(OH)2(aq)(b) FeO(s) + 2HClO4(aq)= Fe(ClO4)2(aq) + H2O(l)(c) SO3( g) + H2O(l)=H2SO4(aq)(d) CO2( g) + 2NaOH(aq)=Na2CO3(aq) + H2O(l)7.55 (a) Na, [Ne]3s

1; Mg, [Ne]3s

2(b) Ao formarem íons, ambos

adotam a configuração estável de Ne; Na perde um elétron eMg perde dois elétrons para conseguir essa configuração. (c)A carga nuclear efetiva de Mg é maior, portanto sua energiade ionização é maior. (d)Mgé menos reativo porque temumaenergia de ionização maisalta.(e)O raioatômicode Mg é me-

nor porque a carganuclear efetivaé maior. 7.57 (a) Caé maisreativo porque tem uma energia de ionização mais baixa doque Mg. (b) K é mais reativo porque tem uma energia de ioni-zação mais baixa do que Ca.7.59 (a) 2K(s) + Cl2( g)= 2KCl(s)(b) SrO(s) + H2O(l)= Sr(OH)2(aq)(c) 4Li(s) + O2( g)= 2Li2O(s)

(d) 2Na(s) + S(l)=Na2S(s) 7.61 H, 1s1; Li, [He] 2s1; F,[He]2s

22 p

5. Como Li, H tem apenas um elétron de valência, e

seu número de oxidação mais comum é +1. Como F, H neces-sita apenas de umelétron para adotar a configuração eletrôni-ca estável do gás nobre maispróximo; tanto H como F podemexistir no estado de oxidação –1. 7.63 (a) F, [He] 2s2

2 p5; Cl,

[Ne]3s23 p

5(b) F e Cl estão no mesmo grupo, e ambos adotam

uma carga iônicade 1–. (c) Os elétrons de valência 2 p emFes-tão mais próximos do núcleo e mais fortemente seguros doqueoselétrons 3 p de Cl, portanto a energia de ionizaçãodeF émaior. (a) A alta energia de ionização de F acopladaa uma afi-nidade eletrônicaexotérmica relativamente grandeo fazmaisreativo do que Cl em relação a H2O. (e) Enquanto F tem apro-ximadamente a mesma carga nuclear efetiva que Cl, seu pe-

queno raio atômico dá origem a grandes repulsões quandoumelétron extraé adicionado, portanto a afinidade eletrônicade F como um todo é menos exotérmica do que a de Cl (f) Oselétrons de valência 2 p em F estão mais próximos do núcleo,tornando o raio atômico menor do que o de Cl.7.65 Sob condições ambiente, os elementos do grupo 8A sãotodos gases extremamente não reativos, de forma que o nome‘gases inertes’ pareceu apropriado. É inapropriado uma vezque foi descoberto que tanto Xe quanto Kr reagem com subs-tâncias que têm forte tendência a remover elétrons, como F2.7.67 (a) 2O3( g)= 3O2( g) (b) Xe( g) + F2( g)= XeF2( g);Xe( g) + 2F2( g)= XeF4(s); Xe( g) + 3F2( g)= XeF6(s); (c)S(s) + H2( g)=H2S( g) (d) 2F2( g) + 2H2O(l)= 4HF(aq) +O

2

( g) 7.69 (a) Te tem mais caráter metálico e é melhor condu-tor elétrico. (a) À temperatura ambiente, as moléculas de oxi-gênio são diatômicas e existem na fase de gás. As moléculasde enxofre são anéis de 8 membros e existem no estado sólido.(c) O cloro é geralmente mais reativo do que o bromo porqueos átomos deCl têm maior(maisexotérmica) afinidade eletrô-nicado que osátomos de Br. 7.71 Até Z=83,há três instânci-as onde as massas atômicas são invertidas em relação aosnúmeros atômicos:Ar e K; Co e Ni; Tee I. Emcadacasoo isó-topo mais abundante do elemento com o maior número atô-mico tem mais um próton, porém menos nêutrons do que oelemento com o menor número atômico. O menor número denêutrons faz com que o elemento com o maior Z tenha massaatômicamenor do que a esperada. 7.73 (a) Na(b) Si

3+(c) Quan-

to maior a carga nuclear efetiva sofrida por um elétron de va-lência, maior a energia de ionização para aquele elétron. Deacordo com a Tabela 7.2, I 1 para Na é 496 kJ/mol. I 4 para Si é4.360 kJ/mol. 7.76 (a) A distância Mo — F = 2,16 Å (b) A dis-tância S — F = 1,73 Å (c) A distância Cl — F = 1,70 Å 7.79 Osubnívelcompleto 4 f emHf levaa uma maior mudança em Z eZef , indo de Zr para Hf do que indo de Y para La. Este maioraumento em Zef indo de Zr para Hf leva a um aumento menornoraio atômicodo que indode Y paraLa. 7.82 Energia de io-nizaçãodeF

–: F

–( g)= F( g)+1e

–; afinidade eletrônicade F:

F( g) + 1e–= F

–( g). Os dois processos são o inverso um do

outro. As energias são iguais em módulo mas opostas em si-nal. I1 (F

–) = –E(F).




7.84

O3– , [Ne]3s

1 O terceiro elétron seria adicio-

nado ao orbital 3s, que estámais longe do núcleo e maisfortemente blindado pelo cer-ne [Ne]. A atração total desseelétron 3s pelo núcleo do oxi-gênio não é grande o bastanteparaqueO

3–seja uma partícu-

la estável.7.86 (a) Os metais do grupo 2B têm subníveis (n – 1)d comple-tos.Um elétron adicionalocuparia um subnível np e seriasubs-tancialmente blindado tanto por elétrons ns como (n – 1)d. Essenão é umestadodeenergiamais baixo doque o átomo neutroeum elétron livre. (b) Os elementos do grupo 1B têm a configu-ração eletrônica genérica ns1

(n – 1)d10. Um elétron adicional

completaria o subnível ns e sofreria repulsão do outro elétronns. Descendo no grupo, o tamanho do subnível ns aumenta e oefeito de repulsão diminui, sendo que a carga nuclear efetivaaumenta e as afinidades eletrônicas se tornam mais negativas.7.89 O2 < Br2 < K < Mg. O2 e Br2 são não-metais apolares. O2,com massa molar bem menor, deve ter o ponto de fusão mais

baixo. K e Mgsão sólidos metálicos com pontos de fusão maisaltos doqueos doisnão-metais. Como os metais alcalinos ter-rosos são tipicamente mais duros, mais densos, de maior pon-to de fusão que os metais alcalinos, Mg deve ter o ponto defusão mais alto do grupo. Essa ordem de pontos de fusão éconfirmada pelos dados nas tabelas 7.4, 7.5, 7.6 e 7.7. 7.91 Aenergia de ionização aumenta ao mover um quadro para a di-reita em uma linhahorizontal da tabela, e diminui ao movê-lo

para baixo em uma família. De forma semelhante, a massaatômica diminui ao mover um quadro para a direita e aumen-taaomovê-lopara baixo.Assim, dois elementoscomoLi e Mgque estão relacionados diagonalmente tendem a ter energiasde ionização e tamanhos atômicos similares, o que dá origema algumassimilaridadesno comportamentoquímico. 7.94 Ocloro e o bromo estão bem mais próximos em energia de ioni-zação e afinidade eletrônica do carbono do que estão dos me-tais. O carbono tem tendência muito maior do que um metalem manter seus elétrons e pelo menos alguma atração peloselétrons de outros elementos. O carbono não é suscetível emformar um simples cátion, portanto os compostos de carbonoe os halogêneos são moleculares, em vez de iônicos. 7.96 (a)Li, [He]2s

1; Zef

» 1+(b) I 1 » 5,45 ´ 10–19

J/átomo » 328kJ/mol

(c) O valor estimado de 328 kJ/mol é menor do que o valorda Tabela 7.4 de 520 kJ/mol. Nossa estimativa para Zef foi

um limite mais baixo; os elétrons de cerne [He] não blindamperfeitamente os elétrons 2s da carga nuclear. (d) Com basena energia de ionização experimental, Zef = 1,26. Este valor émaior do que o calculado no item (a), o que é coerente com aexplicação do item (c). 7.99 (a) Mg3N2 (b) Mg3N2(s) + 3H2O(l)= 3MgO(s) + 2NH3( g); a força diretora é a produção de

NH3( g)(c)17%deMg3N2 (d)3Mg(s)+2NH3( g)=Mg3N2(s) +3H2( g). NH3 é o reagente limitante e 0,46 g de H2 são formados.

(e)D H r° = –368,70 kJ

Capítulo 88.1 (a) Os elétrons de valência são os que participam de liga-ções químicas. Isso normalmente significaos elétrons além daconfiguração d e gás nobre decernedo átomo, apesar de algu-mas vezes serem apenas os elétrons donível mais externo. (b)Um átomo de nitrogênio tem 5 elétrons de valência. (c) O áto-mo (Si) tem 4 elétrons de valência.

8.3 P, 1s22s22 p63s23 p3. Um elétron 3s é um elétron de valência;um elétron 2s (ou 1s) não é um elétron de valência. O elétronde valência 3s está envolvido em ligação química, enquanto oelétron que não é de valência 2s nem 1s não está.

8.5

8.7

8.9 K perde um único elétron de valência, enquanto Ca perdedois elétrons para conseguir um octeto completo. A remoçãodeumelétrondo cerne deK

+oudeCa

2+seria energeticamente

desfavorável porque os elétrons mais internos são estabiliza-

dos por uma forte atração eletrostática pelo núcleo. Mesmouma grande energia de rede não é suficiente para promover aremoção de um elétron mais interno.8.11 (a) AlF3 (b) K2S(c)Y2O3 (d) Mg3N2 8.13 (a) Sr

2+, [Kr], con-

figuração de gás nobre (b) Ti2+

, [Ar]3d2(c) Se

2–, [Ar]4s23d

104 p

6=

[Kr], configuração de gás nobre (d) Ni2+

, [Ar]3d8

(e) Br–,

[Ar]4s23d10

4 p6

= [Kr], configuração de gás nobre (f) Mn3+

,[Ar]3d

48.15 (a) Energia de rede é a energia necessária para se-

parar totalmente um mol de composto iônico sólido em seusíons gasosos. (b) A ordem de grandeza da energia de rede de-pende das ordens de grandeza das cargas dos dois íons, seusraios e o arranjo de íons na rede. 8.17 KF, 808 kJ/mol; CaO,3.414 kJ/mol;ScN, 7.547 kJ/mol. As distâncias interiônicas nostrês compostos são similares. Para compostos com separações

iônicas similares, a energia de rede deve estar relacionada como produto das cargas dos íons. As energias de rede mostradasanteriormente estão aproximadamente relacionadas como1:4:9. Pequenas variações devem-se às pequenas diferençasnasseparações iônicas. 8.19 Uma vez que as cargas iônicas são asmesmas nos dois compostos, as separações KBr e CsCl devemser aproximadamente iguais. 8.21 A grande energia atrativaentre Ca

2+e O

2– contrariamente carregados mais do que com-pensa a energia necessária para formar Ca

2+e O

2–a partir

dos átomos neutros. 8.23 A energia de rede de RbCl(s) é+692 kJ/mol. Essevalor é menor do que a energia de rede paraNaCl porqueRb

+tem maior raio iônico doque Na

+e, portanto,

não consegue aproximar-se de Cl– tanto quanto Na+. 8.25 (a)

Uma ligação covalente é a ligação formada quando dois átomoscompartilham umou mais paresde elétrons.(b) A ligação iôni-ca em NaCl deve-se à forte atração eletrostática entre íons deNa

+edeCl

–carregados contrariamente.A ligação covalenteem

Cl2 deve-se ao compartilhamento de um par de elétrons pordois átomos neutros de cloro.

8.27

8.29 (a) (b) Uma ligação dupla é necessária porquenão há elétrons suficientes para satisfazer a regra do octeto


2s 2 p

2 p2s

O, [He]2s22 p4

O2, [He]2s22 p6 [Ne]

(a) Ca (b) P (c) Ne (d) B

2Mg2

Mg O O

Cl Cl Cl Cl

Cl

Cl

N N

O O



8.79 (a) +1(b) –1 (c) +1(supondoque o elétron ímpar estejaemN)(d)0(e)+3 8.81 (a)Na estruturade Lewismais à esquerda oátomo de oxigêniomais eletronegativo tema carga formal ne-gativa (–1), portanto essa estruturaé provavelmente mais im-portante. (b) O comprimento N? N mais longo que onormal e o comprimento NN Omaiscurtodoqueotípicoin-dicam que as estruturas do meio e da direita, com cargas for-

mais menos favoráveis, contribuem coma estruturacomo umtodo. Esse dado físico indica que enquanto a carga formalpode ser usada para prever qual forma de ressonância serámais importante para a estrutura observada, a influência doscontribuintes menores na estrutura verdadeira não pode serignorada. 8.83 D H é +42 kJ para a primeira reação e –200 kJpara a segunda. O último é muito mais favorável porque a for-mação de 2 mols de ligações O—H é mais exotérmica do que aformação de 1 mol de ligações H—H. 8.85 (a) D H = 7,85 kJ/gde C3H5N3O9 (b) 4C7H5N3O6(s)= 6N2( g) + 7CO2( g) +10H2O( g) + 21C(s)8.88 (a) Ti

2+, [Ar]3d

2; Ca, [Ar]4s

2. Os dois elétrons de valência

em Ti2+

e em Ca estão em níveis quânticos principais diferen-tes e subníveis diferentes. (b)Em Ca 4s é de mais baixa energia

do que 3d, ao passo que em Ti2+

3d é de mais baixa energia doque 4s. (c) Há apenas um orbital 4s, portanto os 2 elétrons devalência em Ca estão emparelhados; há 5 orbitais 3d degene-rados,de forma que os2 elétrons de valência em Ti

2+estão de-

semparelhados. 8.90 A ‘segunda afinidade eletrônica’ de O

é +750 kJ 8.95 (a) D H = 1.551 kJ (b) D H = 1.394 kJ (c) D H = 1.353kJ 8.97 (a) Br — Br, D( g) = 193 kJ/mol, D(l) = 223,6 kJ/mol(b) C—Cl, D( g) = 328 kJ/mol, D(l) = 336,1 kJ/mol (c) O—O,D( g) = 146 kJ/mol, D(l) = 192,7 kJ/mol (d) A entalpia de liga-ção média nafase líquida é a soma da entalpia de vaporizaçãoparaa molécula e as entalpias de dissociação de ligação dafasegasosa, dividida pelo número de ligações dissociadas. Isso émaior do que a entalpia de dissociação deligação dafase gaso-sa devido à contribuição da entalpia de vaporização.

Capítulo 99.1 Sim. Os únicos ângulos de ligação possíveis nesse arranjosão ângulos de 120º. 9.3 (a) Um domí nio de elétron é uma re-gião em uma molécula onde há mais probabilidade de se en-contrar os elétrons. (b) Como os balões na Figura 9.5, cadadomínio de elétron ocupa um volume de espaço finito, tam-

bém adotando um arranjo onde as repulsões são minimiza-das. 9.5 (a) Trigonal plano (b) tetraédrico (c) bipirâmidetrigonal (d) octaédrico 9.7 O arranjo indicado pelo RPENVdescreve o arranjo de todos os domíniosde elétrons ligantes enão-ligantes. A geometriamolecular descreve apenas as posi-ções atômicas. Em NH3 há 4 domínios de elétron em torno donitrogênio, portanto o arranjo é tetraédrico. Como há 3 domí-

nios ligantes e 1 não-ligante, a geometria molecular é pirâmi-de trigonal. 9.9 (a) Tetraédrico, tetraédrica (b) bipirâmidetrigonal, em forma de T (c) octaédrico, pirâmide quadráti-ca 9.11 (a)Tetraédrica, pirâmide trigonal (b) linear, linear (c)linear, linear (d) tetraédrica, pirâmide trigonal (e) bipirâmidetrigonal, gangorra (f) octaédrica, quadrática plana 9.13 (a) i,trigonal plano; ii, tetraédrica; iii, bipirâmide trigonal (b) i, 0; ii,1,iii, 2 (c) N e P (d) Cl(ouBr ouI).Essa geometria molecular emforma de T origina-se a partir de um arranjo de bipirâmide tri-gonal com 2 domínios não-ligantes. Supondo que cada átomode F tem 3 domínios não-ligantes e forma somente ligaçõessimples com A,A deveter 7 elétrons de valência e estar abaixoou no terceiro período da tabela periódica para produzir essasgeometrias moleculares e esse arranjo.

9.15 (a) 1 – 109º, 2 – 109º (b) 3 – 109º, 4 – 109º (c) 5 – 180º (d) 6 –120º, 7 – 109º, 8 – 109º 9.17 (a) Apesar de os dois íons terem 4domínios de elétrons ligantes, os 6 domínios totais em voltade Br necessitam de arranjo octaédrico e geometria molecularquadrática plana,enquantoos 4 domínios totais em B levam aum arranjo e uma geometria molecular tetraédrica. (b) CF4

terá ângulos de ligação mais próximos do valor previsto pelo

RPENV porque não há domínios de elétron não-ligantes aoredor de C. Em SF4 o domínio não-ligante simples ocuparámais espaço, ‘empurrará’ os domínios ligantes e levará a ân-gulos de ligaçãoquesejamnão ideais. 9.19 Cada espécietem4 domínios de elétron, mas o número de domínios não-ligan-tes diminui de 2 para 0, indo de NH2

– para NH4+ . Uma vez que

domínios não-ligantes ocupam mais espaço que domínios li-gantes, os ângulos de ligação se expandem quando o númerode domínios não-ligantes diminui. 9.21 Sim.O vetor domo-mento de dipoloapontaa bissecante do ângulo O—S—O coma ponta negativa do dipolo apontando no sentido oposto doátomo de S. 9.23 (a) No Exercício 9.13, as moléculas (i) e (ii)terão momentos de dipolo diferentes de zero. A molécula (i)não tem pares deelétrons não-ligantes em A, e os 3 dipolos de

ligação A—F são orientados para se cancelarem. As moléculas(ii) e (iii) têm pares deelétrons não-ligantes em A e seus dipo-los de ligação não se cancelam. (b) No Exercício 9.14, as molé-culas (i) e (ii) têm momento de dipolo igual a zero. 9.25 CO,NCl3 e SF2 são polares. 9.27 O isômero do meio tem um mo-mento de dipolo líquido igual a zero. 9.29 (a) A superposiçãode orbitais acontece quando orbitais atômicos de valência emdois átomos adjacentes compartilham a mesma região do es-paço. (b) Na teoria de ligação de valência, a superposição deorbitais permite que dois elétrons ligantes ocupem mutua-mente o espaço entre os núcleos ligados. (c) A teoria de liga-ção de valência é uma combinação do conceito de orbitalatômico e o modelo de Lewis da ligação de par de elé-trons. 9.31 (a) sp, 180º (b) sp

3, 109º (c) sp

2, 120º (d) sp

3d

2, 90º e

180º (e) sp3

d , 90º, 120º e 180º9.33

4 domínios de elétron em volta de S; arranjo tetraédrico; geo-metria molecular pirâmide trigonal; orbitais hí bridos sp

3; ân-

gulo O—S—O~107º ‘ideal’ (Odomíniodeelétronnão-ligantereduzirá de alguma forma os ângulos tetraédricos.)9.35 (a) B, [He]2s

22 p

1. Um elétron 2s é promovido a um orbital

2s vazio. O orbital 2s e dois orbitais 2 p que contêm cada umumelétronsão hibridizados para formar três orbitais hí bridosequivalentes em um arranjo trigonal planar. (b) sp2

(c)

(d) Um único orbital 2 p não é hibridizado. Ele repousa per-pendicularmente ao plano trigonal dos orbitais hí bridos sp2

.9.37 (a) sp

2(b) sp

3(c) sp (d) sp

3d (e) sp

3d

2

9.39 (a) (b)

(c) Uma ligação s é geralmente mais forte que uma ligação p

porque há superposição de orbital mais extensiva.


2–O S O

O

B

σ

π



9.41 (a)

(b) sp3, sp2

(c) O átomo de C em CH4 é hibridizado sp3; não há

orbitais p não hibridizados disponíveis para a superposição pnecessária para ligações múltiplas. Em CH2O o átomo de C éhibridizado sp2

, com umorbital atômico p disponívelpara for-mar a superposição p na ligação dupla CNO. 9.43 (a) 24elé-trons de valência (b) 18 elétrons de valência para formarligações s (c) 2 elétrons de valência para formar ligações p (d)4 elétrons de valência são não-ligantes (e) O átomo central C éhibridizado sp2

9.45 (a)~109º emtorno deC maisà esquerda,sp

3, ~120º emtornode C à direita, sp

2(b) O “O” duplamente li-

gado pode ser visto como sp2, e o outro comosp3

; o nitrogênio ésp

3com ângulos de ligação de aproximadamente109º. (c) nove

ligações s , uma ligação p 9.47 (a) Em uma ligação p localiza-da, a densidade eletrônica é concentrada entre os dois átomosformando a ligação. Em uma ligação p Deslocalizada, a densi-

dade eletrônica é espalhada por todos os átomos que contribuem com orbitais p para a rede. (b) A existência de mais deuma forma de ressonância é uma boa indicação de que umamolécula terá ligação p deslocalizada. (c) Deslocalizada 9.49

(a) Orbitais atômicos e moleculares têm energia e formas ca-racterísticas; cada um pode conter no máximo dois elétrons.Os orbitais atômicos são localizados e suas energias são o re-sultado de interações entre as partículas subatômicas em umúnico átomo. Os orbitais moleculares podem ser deslocaliza-dos e as respectivas energias são influenciadas pelas intera-ções entre os elétrons em vários átomos. (b) Há umadiminuição líquida na energia que acompanha a formação daligação porque os elétrons em H2 são fortemente atraídosparaambos os núcleos de H. (c) 2

9.51 (a)

(b) Há um elétron emH2+ . (c) s 1

1

s (d) OL = 12

(e) Sim. Se o único

elétron em H2+ for excitado para o orbital s 1s

* , sua energia émaior doque a energia de umorbital atômicoH1s, e H2

+ se de-comporá emum átomo de hidrogênioeum íonde hidrogênio.

9.53

(a)

(b)

(c) s 2 p < p2 p< p 2 p

* < s 2 p

*9.55 (a) Ao se comparar os mesmos

dois átomos ligados, a ordem de ligação e a energia deligaçãoestão diretamente relacionadas, enquanto a ordem de ligaçãoe o comprimento de ligação estão inversamente relacionados.Quando comparando núcleos diferentes ligados, não existemrelações simples. (b) Não se espera que Be2 exista; ele tem or-dem de ligação zero e não é energeticamente favorável sobreos átomos isolados de Be. Be2

+tem ordem de ligação 0,5 e é li-

geiramente mais baixo em energia do que os átomos isoladosde Be. Ele provavelmente existirá sob condições experimen-tais especiais, mas será instável.

9.57 (a, b) As substâncias sem elétrons desemparelhados sãofracamente repelidaspor um campo magnético. Essa proprie-dade é chamada diamagnetismo. (c) O2

2- , Be22+

9.59 (a)B2+ , s 2s

2 s *2s

2 p2 p

1, aumenta (b) Li2

+, s 1s

2 s *1s

2 s 2s

1, aumenta (c)

N2

+, s 2s

2 s *2s

2 p2 p

4 s 2 p

1, aumenta (d) Ne, s 2s

2 s *2s

2 p2 p

4 p2s

1, diminui

9.61 CN, s 2s

2 s *2s

2 p2 p

4 s 2 p

1, ordem de ligação = 2,5, paramagnéti-co; CN

+, s 2s

2 s *2s

2 p2 p

4, ordem de ligação = 2,0, diamagnético;

CN–, s 2s

2 s *2s

2p2 p

4s2 p

2, ordem de ligação = 3,0, diamagnético 9.63

(a) 3s, 3px, 3p

y, 3p

z(b) p3 p

(c) 2 (d) Seo diagramade OMparaP2 ésimilar ao diagrama de N2, P2 não terá elétrons desemparelha-dos e será diamagnético. 9.65 (a) Angular (b) tetraédrico (c)angular (d) forma de ‘T’ (e) linear 9.67 SiF4 é tetraédrico, SF4

é na forma de gangorra, XeF4 é quadrático plano. As formassão diferentes porque o número de domínios de elétrons

não-ligantes é diferente em cada molécula, mesmo todas asmoléculas tendo quatro domínios de elétrons ligantes. Os ân-gulos de ligação e a forma molecular são determinados pelonúmero total de domínios de elétrons. 9.69 (a) Duas sigmas,duas pi (b) duas sigmas, duas pi (c) três sigmas, uma pi (d)quatro sigmas, uma pi 9.72 O composto da direita tem ummomento de dipolo diferente de zero.

9.74

(a) A molécula não é plana. (b) O aleno não tem momento de

dipolo. (c) As ligações no aleno não seriam descritas comodeslocalizadas. As nuvens p das duas CNC adjacentes sãomutuamente perpendiculares, logo não existe superposiçãonem deslocalização de elétrons p.9.77 (a)

Para acomodar a ligação p deslocalizada indicadanas estrutu-ras de ressonância anterior, todos os átomos de O devem serhibridizados sp

2. (b) Para a estrutura de ressonância à esquer-

da, ambas as ligações sigma são formadas pela superposiçãode orbitais hí bridos sp

2, a ligação p é formada pela superposi-

ção de orbitais atômicos p, um dos pares não-ligantes no áto-


11s

—1s

1s

H2

1s

*

1s

1s*

—

1—

—

2 pz 2 pz σ2 p

σ*2 p

2 px2 px

π2 p

π*2 p

H

H

H

H

C C C

O OO O OO

H

H

H

H C

O

C

H H



mode O terminalà direita está em umorbital atômico p, e o s 5pares não-ligantes restantes estão em orbitais hí bridos sp2. (c)Apenas orbitais atômicos não hibridizados p podem ser usa-dos para formar um sistema p deslocalizado. (d) O sistema p

deslocalizado contém 4 elétrons, 2 da ligação p e 2 do parnão-ligante no orbital p. 9.79 N2

2- e O22- são prováveis de ser

espécies estáveis, F2

2–não é. 9.82 (a) HNO2

(b) (c) A geometria ao redor de Né trigonal

plana. (d) Hibridização sp2ao redorde N (e) Três sigmas, uma

pi 9.87 A partirdas entalpias de dissociaçãodeligação, D H =5.364 kJ; de acordo com a lei de Hess, D H ° = 5.535 kJ. A dife-rença nos dois resultados, 171 kJ, deve-se à estabilização deressonância no benzeno. A quantidade de energia realmentenecessária para decompor 1 mol de C6H6( g) é maior do que asoma das entalpias das ligações localizadas.

Capítulo 1010.1 (a) Um gás é muito menos denso do que um líquido. (b)Um gás é muito mais compressíveldo que um líquido. (c) To-das as misturas de gases são homogêneas.Moléculas de líqui-do similares formam misturashomogêneas, enquantomoléculasmuito diferentes formam misturas heterogêneas. 10.3 (a) F =m ´ a. Asforçasque elas exercem nosolosão exatamente iguais.(b) P = F/A. A pessoa apoiando-se em um pé aplica essa forçasobre uma área menor, exercendo maior pressãonochão. 10.5

(a) 10,3 m (b) 2,0 atm 10.7 (a) O tubo pode ter qualquer áreatransversal. (b)No equilí brioa força dagravidade poráreauni-tária agindona colunade mercúriononível domercúrio exter-no não é igual à força da gravidade atuando na atmosfera. (c)A coluna de mercúrio é mantida para cima pela pressãodaat-mosfera aplicada na piscina exterior de mercúrio. 10.9 (a)0,349 atm (b) 265 mm de Hg (c) 3,53 ´ 10

4Pa (d) 0,353

bar 10.11 (a) P = 773,4 torr (b) A pressão em Chicago é maiordoque a pressão atmosféricapadrão; dessa forma, fazsentidoclassificar esse sistema de clima como um ‘sistema de alta

pressão’. 10.13 1,7 ´ 103 kPa 10.15 (i) 0,29 atm (ii) 1,063 atm(iii) 0,136 atm

10.17

10.19 (a)5,39L(b)15,2L 10.21 (a)Se volumes iguais de gasesà mesma temperatura e pressão contêm números iguais demoléculas e as moléculasreagemem proporções de pequenosnúmeros inteiros, segue que os volumes dos gases reagentesestão nas proporções de pequenos números inteiros. (b)Como os dois gases estão à mesma temperatura e pressão, aproporção dos números de átomos é a mesma que a propor-ção dos volumes. Existem 1,5vezes mais átomos de Xe do queátomos de Ne. 10.23 (a) PV = nRT ; P em atmosferas, V emlitros, n em mols, T em kelvins. (b) Um gás ideal exibe rela-ções de pressão, de volume e de temperatura descritas pela

equação PV=nRT . 10.25 O frasco A contém o gáscomM =30g/mole o frascoB contém o gás com M = 60 g/mol. 10.27

(a) 42,1 L (b) 32,5 K (c) 3,96 atm (d) 0,320 mol 10.29 1,7 ´ 104

kg de H2 10.31 (a) 91 atm (b) 2,3 ´ 102

L 10.33 (a) 39,7 g deCl2 (b) 12,5 L (c) 377 K (d) 2,53 atm 10.35 (a) n = 2 ´ 10–4

molde O2 (b) A barata precisa de 8 ´ 10–3

mol de O2 em 48 h, maisdo que 100% de O2 na jarra. 10.37 Para amostras de gás nas

mesmas condições, a massa molar determina a densidade.Dos três gaseslistados, (c) Cl2 tem a maior massa molar. 10.39

(c)Porqueos átomos dehélio são demassamais baixa doqueamédia das moléculas doar, o gás hélio é menos denso doque oar. O balão, assim, pesa menos do que o ar deslocado por seuvolume. 10.41 (a) d = 1,77 g/L (b) M = 80,1 g/mol 10.43 M =89,4 g/mol 10.45 3,5 ´ 10

–9g de Mg 10.47 2,94 ´ 10

3L de

NH3 10.49 0,402 g de Zn 10.51 (a) Quando a torneira foraberta, o volumeocupadopor N2( g) aumenta de2,0 para 5,0 L.P de N2 = 0,40atm (b) Quandoos gases se misturam, o volumede O2( g) aumenta de 3,0 para 5,0 L. P de O2 = 1,2 atm (c) P

t=

1,6 atm 10.53 (a) P deHe = 1,88atm, P deNe = 1,10atm, P deAr = 0,360 atm, P de CO2 = 0,20 atm 10.57 2,5 mol% deO2 10.59 P

t= 2,70 atm 10.61 (a) Aumento na temperatura a

volume constante ou diminuição no volume ou aumento napressão (b) diminuição na temperatura (c) aumento no volu-me, diminuição na pressão (d) aumento na temperatu-ra 10.63 O fato de os gases serem facilmente compressíveissuportam a suposição de que a maioria do volume de umaamostra de gás é espaço vazio. 10.65 (a) O recipiente A temmaismoléculas.(b) A densidadede COé 1,25 g/Le a densida-de de SO2 é 1,33 g/L. O recipiente B tem mais massa. (c) Aenergia cinética média das moléculas no recipiente B é maior.(d) uA /uB = 1,46. As moléculas no recipiente A têm maior velo-cidade vmq. 10.67 (a) Em ordem crescente de velocidade:CO2 » N2O < F2 < HF < H2 (b) uH 2

= 1,92 ´ 103m/s, uCO 2

= 4,12´ 10

2m/s 10.69 A ordem crescente da velocidade de efusão

é:2H

37Cl <

1H

37Cl <

2H

35Cl <

1H

35Cl

10.71 As4S6 10.73 (a)O comportamento de gás não idealé ob-servado a pressões muito altas e baixas temperaturas. (b) Osvolumes reais das moléculas de gáseasforças intermolecula-res atrativas entre as moléculas fazem com que os gases com-portem-se não idealmente.10.75 Deacordocom a lei degás ideal,a razão PV/RT pode serconstante para determinada amostra de gás em todas as com-

binações de pressão, volume e temperatura. Se essa razão va-riar com o aumento da pressão, a amostra de gás não está secomportando idealmente. 10.77 Ar (a = 1,34, b = 0,0322) iráse comportar mais como umgás ideal doque CO2 (a = 3,59, b =0,427) a altas pressões.10.79 (a) P = 0,917 atm (b) P = 0,896 atm 10.81 Com o tempo,os gases misturam-se perfeitamente. Cada bulbo conterá 4

átomos representados como bola cheia e 3 átomos representa-dos por bola vazia. 10.83 3,3 mm3

10.86 5,4 ´ 103

g deO2 10.90 (a) NH3( g) permanecerá após a reação. (b) P =0,957 atm 10.92 O oxigênio é 70,1 mol% da mistura. 10.95

Apenaso item (b)é satisfatório.O item(c)não suportaria umacoluna de Hg porque ela é aberta em ambos os lados. O item(d) não é alto o suficiente para suportar uma coluna de aproxi-madamente 760mm de Hg.Os itens (a) e (e) não são apropria-dos pela mesma razão: eles não têm área transversaluniforme. 10.98 (a) À medida que um gás for comprimido atemperatura constante, o número de colisões intermolecularesaumenta. A atração intermolecular faz com que algumas des-sas colisões sejam inelásticas, o que amplifica o desvio docomportamento de gás ideal. (b) À medida que a temperatura


O O HN

V 2 V 1

300 K, V 1

53

500 K, V 2

(a)

(b) V 2 V 1

1 atm, V 1

12

2 atm, V 2



de um gás aumentar a volume constante, uma fração maiordas moléculas tem energia cinética suficiente para superar asatrações internucleares e o efeito da atração internuclear tor-nar-se menos significativo. 10.101 D H = –1,1 ´ 10

14kJ (su-

pondo que H2O(l) é um produto) 10.105 (a) A pressãoparcial de IF5 é 0,515 atm.(b) A fração em quantidade de maté-ria de IF5 é 0,544.

Capítulo 1111.1 (a) Sólido < líquido < gás (b) gás < líquido < sólido 11.3

Nos estados líquido e sólido as partículas estão se tocando eexiste muito pouco espaço vazio, logo os volumes ocupadospor uma unidade de massa são muito similares e as densida-des também. Na fase gasosa as moléculas estão afastadas, deformaqueuma massa unitáriaocupa umvolumemuito maiordo que no líquido ouno sólido, e a densidade da fase gasosa émuito menor. 11.5 À medida que a temperatura de umasubstância aumenta, a energia cinética média das partículasaumenta. À medidaque a energia cinética aumenta,mais par-tículas são capazes de superar as forças intermoleculares atra-tivas e passarpara umestado menos ordenado,do sólidopara

o líquido e para o gás. 11.7 (a) Forças de dispersão de Lon-don (b) forças dipolo–dipolo (c) forças dipolo–dipoloe em de-terminados casos ligação de hidrogênio 11.9 (a) Moléculacovalente apolar; apenas forças de dispersão de London (b)molécula covalente polar com ligações O—H; ligação de hi-drogênio, forças dipolo–dipolo e forças de dispersão de Lon-don (c) molécula covalente polar; forças dipolo–dipolo eforças de dispersão de London (mas não ligação de hidrogê-nio) 11.11 (a) A polarizabilidade é a facilidade com a qual adistribuição de carga em uma molécula pode ser distorcidapara produzir um dipolotemporário. (b) Teé o mais polarizá-vel porque seus elétrons de valência estão mais afastados donúcleo e mantidos menos fortemente. (c) Em ordem crescentede polarizabilidade: CH4 < SiH4 < SiCl4 < GeCl4 < GeBr4 (d) A

ordem de grandeza das forças de dispersão de London e por-tanto os pontos de ebulição das moléculas aumentam à medi-da que a polarizabilidade aumenta. A ordem crescente dospontos de ebulição é a ordem crescente de polarizabilidadedada no item (c). 11.13 (a) H2S (b) CO2 (c) CCl4

11.15 Tantomoléculas de butano na forma de tubos como moléculas esfé-ricas de 2-metilpropano sofrem forças de dispersão. A maiorsuperfície de contato entre as moléculas de butano produzemmaior ponto de ebulição. 11.17 CH3NH2 e CH3OH. As molé-culas com ligações N—H, O—H e F—H formam ligações dehidrogênio com moléculas semelhantes. 11.19 (a) HF tem omaior ponto de ebulição porque as ligações de hidrogênio sãomais fortes doque as forças de dipolo–dipolo. (b) CHBr3 temomaior ponto de ebulição porque tem a maior massa molar, in-dicando maior polarizabilidade e forças de dispersão maisfortes. (c) ICl tem o maior ponto de ebulição porque as molé-culastêm massas molares similares(conseqüentementeforçasde dispersão similares), masICl é polar, fornecendo-lheforçasde dipolo–dipolo que estão ausentes na molécula apolar deBr2. 11.21 Tensão superficial,altopontode ebuliçãoealtoca-lor específico. 11.23 (a) Tanto as viscosidades quanto as ten-sões superficiais de líquidos aumentam à medida que asforças intermoleculares tornam-se mais fortes. (b) A tensãosuperficial e a viscosidade diminuemconformea temperaturae a energia cinética média das moléculas aumentam. 11.25

(a)CHBr3 tem massa molar mais alta,é mais polarizável e temforças de dispersão mais fortes, logo a tensão superficial é

maior. (b) À medida que a temperatura aumenta, a viscosida-de do óleo diminui porque as energias cinéticas médias dasmoléculas aumentam. (c) As forças adesivas entre a água po-lar e a cera de carro apolar são fracas; assim, a grande tensãosuperficial da água puxa o líquido para a forma com a menorárea superficial, uma esfera. 11.27 Endotérmica: fusão, va-porização, sublimação; exotérmica: condensação, congelamen-

to, deposição. 11.29 A fusão não requer a separação das molé-culas,deformaquea exigênciade energiaé menor doquepara avaporização, onde as moléculas devem ser separadas. 11.31

2,2 ´ 103

g de H2O 11.33 105 kJ 11.35 (a) A pressão crí tica é apressão necessária para provocar a liquefação a temperaturacrítica. (b) À medida que a força deatração entre asmoléculasaumenta, a temperatura crítica do composto aumenta. (c) To-dos os gases da Tabela 11.5 podem ser liquefeitos à tempera-tura do nitrogênio líquido, dadapressão suficiente. 11.37 (a)Nenhum efeito (b) Nenhum efeito (c) A pressão de vapor di-minui com o aumento das forças intermoleculares atrativasporque menos moléculas têm energia cinética suficiente parasuperar as forças atrativas e escapar para a fase de vapor. (d)A pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura

porque as energias cinéticas médias das moléculas aumen-tam. 11.39 CBr4 < CHBr3 < CH2Br2 < CH2Cl2 < CH3Cl<CH4. Atendência é dominada pelas forças de dispersão mesmo qua-tro das moléculas sendo polares. A ordem crescentede volati-lidade é a ordem crescente da pressão de vapor, a ordemdecrescente da massa molar e a ordem decrescente de intensi-dade das forças de dispersão. 11.41 (a) A temperatura daáguanas duas panelas é a mesma. (b) A pressão devapor nãodepende nem do volume nem da área superficial do líquido.À mesma temperatura, as pressões de vapor da água nosdois recipientes são as mesmas. 11.43 (a) Aproximada-mente 17

oC (b) aproximadamente 28

oC 11.45 (a) 79

oC (b) A

pressão de vapor do éter dietílico a 12oC é aproximadamente

325 torr, menos do que a pressão atmosférica de 340 torr. Se

um manômetro de ponta aberta fosse usado, o braço abertopara a atmosfera estaria mais baixo do que o lado aberto parao recipiente. 11.47 A linha líquido – gás de um diagrama defases termina no ponto crítico, a temperatura e pressão depoisdos quais não se pode distinguir entre as fases líquida e gaso-sa. 11.49 (a) H2O( g) irá condensar em H2O(s) a aproximada-mente 4 mm de Hg; a uma pressão mais alta, talvez 5 atm oumais, a H2O(s) se fundirá em H2O(l). (b) A 100

oC e 0,50 atm, a

água está na fase de vapor. À medida que ela esfria, o vaporde água condensa-se para água líquida a aproximadamente82

oC, a temperatura na qual a pressão devaporda água líqui-

da é 0,50 atm. O resfriamento adicional resulta no congela-mento a aproximadamente 0

oC. O ponto de congelamento da

águaaumentacom a diminuição da pressão,logo a 0,50atm; a

temperatura de congelamento é muito pouco acima de 0

o

C.11.51 (a)


–160 –110 –10 40–60

50

Sólido

Líquido

Gás

Pontocrítico

Ponto de ebulição normalPonto triplo

Pontode fusãonormal

1

0 P r e s s ã o ( a t m ; n ã o e s t á e

m e

s c a l a )

Temperatura, ºC



(b) Xe(s) é mais denso do que Xe(l) porque a linha sólido–lí-quido no diagrama de fases é normal. (c) O resfriamento deXe( g) a 100 torr provocará a deposição do sólido porque100 torr está abaixoda pressão do ponto triplo. 11.53 Em só-lidocristalino, as partículas componentes estão arranjadas empadrão repetitivo ordenado.Em um sólido amorfo, não existeestrutura ordenada. 11.55 A célula unitária é a unidade fun-

damental da rede cristalina. Quando repetida em três dimen-sões, ela produz a rede cristalina. É um paralelepípedo comdistâncias e ângulos característicos. As células unitárias po-demser primitivasou centradas. 11.57 A grande diferença nospontos de fusão deve-se às forças muitodiferentes impondo or-dem atômica noestado sólido. Muitomais energia cinética é ne-cessária para romper as ligações metálicas deslocalizadas noouro doque paravencer as forças de dispersão de London rela-tivamente fracas em Xe. 11.59 (a) r = 1,355 Å (b) densidade=22,67 g/cm

311.61 Massa atômica = 55,8 g/mol 11.63 (a) 12

(b) 6 (c) 8 11.65 a = 6,13 Å 11.67 (a) Os íons U4+

em UO2 sãorepresentados por esferas menores na Figura 11.42 (c). A ra-zão entre as esferas maiores e as esferas menores equipara-seà razão entre O

2–e U

4+na fórmula química, logo as esferas

menores devem representar U4+

. (b)densidade = 10,97g/cm3

11.69 (a) Ligação de hidrogênio, forças dipolo–dipolo, forçasde dispersão de London (b) ligações químicas covalentes (c)ligações iônicas (d) ligações metálicas 11.71 Nos sólidos mo-leculares, forças intermoleculares relativamente fracas unemas moléculas na rede, necessitando, assim, de relativamentepouca energia para romper essas forças. Nos sólidos covalen-tes, as ligações covalentes unem os átomos em uma rede ex-tensa. A fusão ou a deformação de um sólido covalentesignifica a quebra de ligações covalentes, que necessitam degrande quantidade de energia. 11.73 Por causado seu pontode fusão relativamente alto e das propriedades como soluçãocondutora, o sólido deve ser iônico. 11.75 (a) B, rede cova-lente como C(s), versus as forças de dispersão fracasem BF3 (b)

NaCl, iônico versus ligação metálica (c) TiO2, maior carga emO

2–do que em Cl

–(d) MgF2, maior carga em Mg

2+do que em

Na+

11.78 (a) SO2,IF,HBr(b)CH3NH2, HCOOH 11.80 (a) Oisômero cis temforças dipolo–dipolo mais intensas e ponto deebulição mais alto. (b) Como o isômero trans apolar com for-ças intermoleculares mais fracas tem o maior ponto de fusão,ele deve empacotar mais eficientemente no estado sóli-do. 11.83 (a) Diminui (b) aumenta (c) aumenta (d) aumenta(e) aumenta (f) aumenta (g) aumenta 11.86 Os dois gruposO—H no etilenoglicol estão envolvidos em muitas interaçõesde ligação de hidrogênio, levando ao seu maior ponto de ebu-lição e viscosidade, em relação ao pentano, que sofre apenasforças de dispersão. 11.88 A bomba de vácuo reduz a pres-são da atmosfera acima da água até que a pressão atmosférica

iguale-se à pressão de vapor da água e a água entre em ebuli-ção. A ebulição é um processo endotérmico, e a temperaturacai se o sistema não for capaz de absorver calor da vizinhançarápido o suficiente. À medida que a temperatura da água di-minui, a água congela. 11.93 (a) 1 átomo (b) 2 átomos (c) 4átomos 11.95 A difração mais eficienteocorre quando as dis-tâncias entre as camadas de átomos no cristal forem similaresaocomprimentode onda da luz sendo difratada. Os raios X demolibdênio de 0,71 Å são da mesma ordem de grandeza queas distâncias entre as camadas no cristal e são difratados. Aluz visível, 400–700 nm ou 4.000 a 7.000 Å, é muito longa paraser difratada com eficiência. 11.100 (a) A pressão no tanque

deve ser maior do que a pressão atmosférica. Desde que al-gum líquido esteja presente, a pressão do gás no tanque seráconstante. (b) Se o gás butano vaza do tanque, o butano líqui-do irá vaporizar (evaporar) para manter a pressão de vaporem equilí brio. A vaporização é um processo endotérmico; o

butano irá absorver calor da vizinhança, e a temperatura dotanque e do líquido diminuirão. (c) 56,8 kJ; V = 67,9 L

11.103 P (vapor de benzeno) = 98,6 torr

Capítulo 1212.1 Tanto um líquido ordinário quanto um cristal líquido ne-mático são fluidos; eles são convertidos diretamente para afase sólida com resfriamento. A fase nemática é nebulosa emaisviscosadoque umlíquido ordinário. Como aquecimento,a fase nemática é convertida em um líquido ordinário. 12.3

Noestadosólido a orientação relativadasmoléculas é fixada erepetida nas três dimensões. Quando uma substância mudadafase líquida cristalina nemática, as moléculas permanecemalinhadas em uma dimensão; o movimento translacional épermitido, mas o movimento rotacional é restrito. A transfor-maçãoparaafaselíquida isotrópica destrói a ordem unidimen-

sional, resultandoem movimentos translacionale rotacional li-vres. 12.5 A presença de grupos polares ou de pares deelétrons não-ligantes leva a interações dipolo–dipolo relativa-mente fortes entre as moléculas. Essas são uma parte signifi-cativa das forças orientadoras necessárias para a formação docristal líquido. 12.7 Na fase nemática existe uma ordem uni-dimensional. Em uma fase esmética, os sentidos longos dasmoléculas e as pontas das moléculas estão alinhados. 12.9

Uma fase nemática é composta de camadas de moléculas ali-nhadas ao longo de seus comprimentos, sem ordem adicionaldentrodas camadas ou entre as camadas.Uma fase colestéricatambém contém esse tipo de camada, massemqualquer orga-nização entre elas. 12.11 O n-decano não temum comprimen-to de cadeia suficientemente longo ou uma massa molecular

para ser considerado um polímero.

12.13

Se um ácido dicarboxílico e um diálcool forem combinados,existe o potencial para a propagação da cadeia polimérica emambos os lados de ambos os monômeros.12.15


CH3 CH3CH2C

O

O

O O

Ácido acético Etanol

Acetato de etila

H

CH3 CH2CH3 H2OC O

H

C

H

H

H

CI

C

(a)

H2N

CH2(b)

CH2 CH2

CH2

CH2

NH2

CH2

HO

C

O

CH2

CH2

CH2

CH2

OH

C

O



12.17

12.19

12.21 A flexibilidade das cadeias moleculares provoca a flexibilidade do polímero volumoso. A flexibilidade é aumentadapelas características moleculares que inibem a organização,como a ramificação, e é diminuída pelas características queencorajam a organização, como a ligação cruzada ou a densi-

dade p deslocalizada. A ligação cruzada, a formação de liga-ções químicas entre as cadeias poliméricas, reduz aflexibilidade das cadeias moleculares, aumentando a durezado material, e diminui a reatividade química do políme-ro. 12.23 A função do polímero determinase as altas massasmoleculares e o alto grau de cristalinidade são propriedadesdesejáveis. Se o polímero será usado como invólucro ou fibraflexível, a rigidez é uma propriedade indesejável. 12.25 Oneopreno é biocompatível? Ele provoca reações inflamatórias?O neopreno satisfaz as exigências físicas de um guia flexível?Ele permanecerá resistente à degradação e manterá a elastici-dade? O neopreno pode ser preparado na forma suficiente-mente pura de forma que ele possa ser classificado como de

grau médico? 12.27 Os materiais de enxerto de corrente vas-

cular não podem ser alinhados com as células similares àque-las na artéria natural. O corpo detecta que o enxerto é‘estranho’, e as plaquetas aderem-se às superfícies internas,provocando coágulos sangüíneos. As superfícies internas deimplantes vasculares futuros precisam acomodar um revesti-mento de células que não atraiam nem ataquem as plaque-tas. 12.29 Paraqueascélulas dapele emummeio deculturasedesenvolvam na peleartificial,umamatrizmecânicaquesupor-ta as células em contato entre si deve estar presente. A matrizdeve ser forte, biocompatível e biodegradável. Ela provavelmentetemgruposfuncionais polares queformam ligações dehidrogêniocomas biomoléculas nas células dostecidos. 12.31 As cerâmicasnão são facilmente recicláveis por causa de seus pontos de fu-são extremamente altos e estruturas iônicas ou covalentes rí-

gidas. 12.33 As partículas muito pequenas, com formas etamanhosuniformes, são necessárias para a produçãoporsin-terização de um objeto cerâmico forte. Com o aquecimentopara iniciar as reações de condensação, quanto mais uniformeo tamanho da partícula e quanto maior a área superficial dosólido, mais ligaçõesquímicassão formadas e mais forte o ob-

jeto cerâmico. 12.35 Tubos reforçantes de aço são adiciona-dos ao concreto para resistir ao esforço aplicado ao longo dosentido mais comprido do tubo. Por analogia, a forma do ma-terial reforçante no compósito cerâmico pode ser na forma detubo, com um comprimento muito maior do que o seu diâme-tro. Os tubos podem ser orientados em muitossentidos, de talforma que o material quebradiço, compósito de concreto oudecerâmica, é reforçado em todosos sentidos. 12.37 Cada Si

está ligado a 4 átomos deC, e cadaC está ligado a 4 átomos deSi em um arranjo tetraédrico, produzindo umaredeestendidatridimensional. A natureza tridimensional estendida da es-trutura produz a dureza excepcional, e o caráter covalente darede de ligações fornece a grandeestabilidadetérmica. 12.39

Um material supercondutor não oferece resistência ao fluxo decorrente elétrica. Os materiais supercondutores poderiam

transmitir eletricidade com eficiência muito maior do que ostransportadores atuais. 12.41 A queda acentuadana resistivi-dade de MgB2 próximo a 39 K é a temperatura de transição desupercondutividade, T c. 12.43 É difícil moldar superconduto-rescerâmicosem formatosúteiscomofios; essesfiossãoname-lhor das hipóteses frágeis; a quantidade de corrente porárea deseção transversal que pode ser transportada por esses fios é li-mitada; as cerâmicas supercondutoras necessitam de tempera-turas muito baixas que os tornam impraticáveis para usosdifundidos. 12.45 A adesão deve-se às forças intermolecularesatrativas. Estas incluem íon–dipolo, dipolo–dipolo, forças dedispersão e ligação de hidrogênio entre as substâncias com ca-racterísticas de ligação semelhantes. 12.47 O revestimento naFigura 12.31 é umfilme metálicoque refletea maioriada luz so-

lar incidente. A exclusão da luz solar do interior dos prédios re-duz o resplendor e a carga de resfriamento. A opacidade dofilme fornece privacidade. 12.49 Um momento de dipoloaproximadamente paralelo à dimensão mais longa da molécu-la faria com que as moléculas se reorientassem quando umcampo elétrico fosse aplicado perpendicularmente ao sentidonormal da orientação molecular. 12.52 Na temperatura ondeumasubstânciamuda dafase sólidapara a fase líquida cristali-na, foi fornecida energia cinética suficiente para superar amaioria da organização de longo alcance no sólido. Um au-mento relativamente pequeno na temperatura é necessáriopara superar as forças alinhantes remanescentes e produzir umlíquido isotrópico. 12.54 Nasbaixastemperaturas da Antárti-ca, a fase líquida cristalina está mais próxima do seu ponto de

congelamento. As moléculas têm menos energia cinética devi-do à temperatura, e a voltagem aplicada pode não ser suficien-te para superar as forças de orientação entre as pontas dasmoléculas. Se algumas ou todas as moléculas não giraremquando a voltagem for aplicada, o visor não funcionará apro-priadamente.12.58 (a)

(b) 2NbBr5( g) + 5H2( g)=2Nb(s) + 10HBr( g)

(c) SiCl4(l) + 4C2H5OH(l)=Si(OC2H5)4(s) + 4HCl( g)

(d)


H2N NH2HOOC COOH

e

HO

CH2

CH2

OH C

OO

C

HO OH

(c)

O

(CH2)3C

O

(CH2)3CH2Nn

n

O H

OH

NH OH

O

(CH2)3C

O O

(CH2)3C

O

NHNH

n

CH3

Si

CH3

Si

CH3n

H

CH2

Si

CH3

H

CH2

400 ºC

n

1.200 ºC[SiC]nCH4( g) H2( g)

n

n

C

H H

C

H

CH CH2



12.62 (a)SiO2(s)(b)TiO2(s)(c)Ge(s) 12.64 (a)D H = – 82kJ/molde C2H4 (b) D H = –14 kJ/mol (de um dos reagentes) (c) D H =0 kJ/mol 12.68 (a) x =0,22(b)TantoHgquantoCutêmmaisdo que um estado de oxidação estável. Se íons diferentes narededo sólido têm diferentes cargas,a carga média é um valornão inteiro. Ca e Ba sãoestáveis apenas no estado de oxidação+2e não são prováveis deter carga média fracionária. (c) Ba2+ é

o maior; Cu2+

é o menor.

Capítulo 1313.1 Se o módulo de D H 3 for pequeno em relação ao módulode D H 1, D H diss será grande e endotérmico (energeticamentedesfavorável) e nem todo o solutoiráse dissolver. 13.3 (a)Dis-persão (b) íon–dipolo (c) ligação de hidrogênio (d) dipolo–dipo-lo 13.5 (a) D H 1 (b) = D H 3 13.7 Uma vez que o soluto e o sol-vente sofrem forças de dispersão muitosimilares, a energia ne-cessária para separá-los individualmente e a energia liberadaquandoeles sãomisturados sãoaproximadamente iguais.D H 1 +D H 2 » –D H 3. Portanto, D H diss é aproximadamente zero. (b)Como nenhuma força intermolecular forte previne as molécu-las de se misturarem, elas o fazem espontaneamente por causa

do aumento da desordem. 13.9 (a) Supersaturada (b) Adiçãode um cristal semente. Um cristal semente fornece um núcleode moléculas pré-associadas, de tal forma que a organizaçãodaspartículas dissolvidas (cristalização) é mais fácil. 13.11 (a)Insaturada (b) saturada (c) saturada (d) insaturada 13.13 Aágua líquidae o glicerol formammisturas homogêneas (soluções)independentemente das quantidades relativas dos dois compo-nentes.Ogliceroltemumgrupo–OHemcadaátomodeCnamo-lécula.Essa estrutura facilita a ligação de hidrogênio forte similaràquela da água. 13.15 À medida que n aumenta, a solubilidadeemágua diminui e a solubilidadeem hexanoaumenta. 13.17 (a)CaCl2 (b) C6H5OH 13.19 (a) Um recipiente selado é necessárioparamanterapressãoparcialdeCO2( g)maiordoque1atmsupe-rior ao da bebida. (b) Uma vez que a solubilidade dos gases au-

menta com a diminuição da temperatura, parte de CO2( g)permanecerá dissolvido na bebida se ela for mantida gelada.13.21 CHe = 5,6 ´ 10–4 mol/L, C N 2

= 9,0 ´ 10–4 mol/L13.23 (a) 2,57% de Na2SO4 em massa (b) 6,56 ppm de Ag13.25 (a) XCH OH3

= 0,017 (b) 3,0% de CH3OH em massa (c)0,0271 mol/kg de CH3OH 13.27 (a) 0,283 mol/L deMg(NO3)2 (b) 1,12 mol/L de LiClO4 × 3H2O (c) 0,350 mol/L deHNO3 13.29 (a) 7,27 mol/kg de C6H6 (b) 0,285 mol/kg deNaCl 13.31 (a) 43,01% de H2SO4 em massa (b) XH SO2 4

= 0,122(c) 7,69 mol/kg deH2SO4 (d) 5,827 mol/L de H2SO4 13.33 (a)XCH OH3

= 0,177 (b) 5,23 mol/kg de CH3OH (c) 3,53 mol/L deCH3OH 13.35 (a) 6,38 ´ 10–2 mol de CaBr2 (b) 7,50 ´ 10–3 molde KCl (c) 6,94 ´ 10–3 mol de C6H12O6 13.37 (a) Pese 1,3 g deKBr, dissolva em água, dilua com agitação em 0,75 L (b) Pese

0,877 g de KBr, dissolva em H2O suficiente para perfazer 1,85L de solução. (d) Pese 10,1 g de KBr, dissolva-o em uma pe-quena quantidade de água e dilua para 0,568 L. 13.3915 mol/L de NH3 13.41 (a) 31,9% de C3H6(OH)2 em massa(b)6,17mol/kgdeC3H6(OH)2 13.43 Diminuição do ponto decongelamento, DT f = Kf (m); elevação do ponto de ebulição,DT

e= K

e(m); pressão osmótica, p = cRT ; abaixamento da pres-

são de vapor, P A

= X A

P A° 13.45 (a) Uma solução ideal é uma so-

lução que obedece à lei de Raoult. (b) A pressão de vaporexperimental, 67 mm de Hg, é menor do que o valor previstopela lei de Raoult, 74,5 mm de Hg, para uma solução ideal. Asolução não é ideal. 13.47 (a) PH O2

= 186,0 torr (b) 192 g deC3H8O2 13.49 (a) XEtOH = 0,2812 (b) Psol = 238 torr (c) XEtOH novapor = 0,472 13.51 (a) Como NaCl é um eletrólito forte, um

mol de NaCl produz duas vezes mais partículas dissolvidasdo que um mol do soluto molecular C6H12O6. A elevação doponto de ebulição está diretamente relacionada à quantidadede matéria total de partículas dissolvidas, logo 0,10 mol/kgde NaCl tem o maior ponto de ebulição. (b) 0,10 mol/kg deNaCl:DT

e=0,101 oC, T

e=100,1 oC;0,10mol/kgdeC6H12O6:DT

e

= 0,051oC, Te = 100,1 oC 13.53 0,030 mol/kg de fenol > 0,040

mol/kg de glicerina = 0,020 mol/kg de KBr 13.55 (a) Tc =–115,3 oC,Te=78,8 oC(b)T

c=–67,9 oC,T

e=64,6 oC(c)T

c=–0,91 oC,

Te=100,3 oC 13.57 p=0,0271atm 13.59 M =1,8 ´ 102 g/mol de

adrenalina 13.61 M = 1,39 ´ 104 g/mol de lisoenzima 13.63(a) i = 2,76 (b) Quanto mais concentrada a solução, maior o em-parelhamentodeíons e menor o valor medidode i. 13.65 (a) No es-tado gasoso, as partículas estão mais afastadas e as forçasintermoleculares atrativas são pequenas. Quando doisgases secombinam, todos os termos da Equação 13.1 são praticamentezero e a mistura é sempre homogênea. (b)Para determinar se adispersão de Faraday é umasolução real ou um colóide, emi-taumfeixedeluznela.Sealuzfordesviada,adispersãoseráum colóide. 13.67 (a) Hidrofóbico (b) hidrofílico (c) hidro-fóbico 13.69 As repulsões eletrostáticas entre os grupos na

superfície das partículas dispersas inibem a coalescência. Oscolóides hidrofílicos podem ser coagulados adicionando-seeletrólitos, e alguns colóidespodem ser coagulados por aqueci-mento. 13.71 A periferia da molécula de BHT são na maioriagrupos semelhantes a hidrocarbonetos, como –CH3. O únicogrupo –OH está bastante enterrado dentro da molécula e pro-vavelmente faz pouco para aumentar a solubilidade em água.Portanto, BHT é mais provável de ser solúvel no hidrocarbone-to apolar hexano, C6H14, do que na água. 13.73 (a) 1 ´ 10–4

mol/L (b) 60 mm de Hg 13.76 Uma solução que é 12 ppm deKCl tem a maior concentração em quantidade de matéria deíons K+. 13.79 (a) 0,16 mol/kg de Na (b) 2,0 mol/L de Na (c)Claramente, a molalidade e a concentração em quantidade dematéria nãosãoasmesmaspara esse amálgama.Apenasnasitua-

ção em que 1 kg de solvente e a massa de um litro de solução sejam aproximadamente iguais, as unidades de concentração têmvalores similares. 13.82 (a)Tf=–0,6 oC(b)Tf=–0,4 oC 13.85(a)Kb=2,34 oCmol–1 kg(b)M=2,6 ´ 102 g/mol 13.89 (a)CF4,1,7 ´ 10–4 mol/kg; CClF3, 9 10 4´ - mol/kg; CCl2F2, 2,3 ´ 10–2

mol/kg; CHClF2, 3,5 ´ 10–2 mol/kg (b) A concentração emquantidade de matéria e a molalidade são numericamente si-milares quando os quilogramas de solvente e os litros de solu-ção são aproximadamente iguais. Isso é verdade quando assoluções são diluídas e quando a densidade da solução é apro-ximadamente 1 g/mL, como neste problema. (c) A água é umsolvente polar; a solubilidade dos solutos aumenta à medidaque a polaridade delesaumenta. O apolarCF4 temamaisbaixasolubilidade e o mais polar dos fluorocarbonos, CHClF2, tem a

maior solubilidade em H2O. (d) A constante da lei de HenryparaCHClF2 é3,5 ´ 10-2 molL–1 atm–1.Essevalorémaiordoquea constante da lei de Henry para N 2( g) porque N2( g) é apolar ede massa molecular mais baixa do que CHClF2.

13.93


cátion ( g) ânion ( g) solvente

Sólido iônico + solvente

U energia de rede

Energia de solvataçãode íons gasosos

Solução

H diss

(a)



(b) A energia de rede (U)está inversamente relacionada comadistância entre os íons, deforma que os sais com cátions maio-res como (CH3)4N

+têm energias de rede menores do que os

sais com cátions simples como Na+. Também os grupos – CH3

no cátion maior são capazes de interações de dispersão comgrupos apolares das moléculas de solvente, resultando emuma energia de solvatação mais negativa dos íons gasosos.

Nototal, para os sais com cátions maiores, a energia de rede émenor (menos positiva),a energiade solvatação dos íonsgaso-sos é mais negativa e o DHdiss é menos endotérmico. Esses saissão mais solúveis em solventes não aquosos polares. 13.96 Afórmula mínima e molecular é C12H16N2O3.

Capítulo 1414.1 (a) A velocidade de reação é a variação na quantidade deprodutos ou reagentes em certo período de tempo. (b) As ve-locidades dependem da concentração dos reagentes, da áreasuperficial dos reagentes, da temperatura e da presença deum catalisador. (c) A estequiometria da reação (razões mola-res de reagentes e produtos) deve ser conhecida para relacio-nar a velocidade de desaparecimento dos reagentes com a

velocidade de aparecimento dos produtos.14.3

Tempo(min)

Mol deA

Mol deB

[A](mol/L)

∆[A](mol/L)

(b)Velocidade(mol L–1 s–1)

0 0,065 0,000 0,65

10 0,051 0,014 0,51 –0,14 2,3 ´ 10–4

20 0,042 0,023 0,42 –0,09 1,5 ´ 10–4

30 0,036 0,029 0,36 –0,06 1,0 ´ 10–4

40 0,031 0,034 0,31 –0,05 0,8 ´ 10–4

(c) D[B]média/Dt = 1,3 ´ 10–4

mol L–1

s–1

14.5

Tempo(s)

Intervalode tempo

(s)

Concentração(mol/L)

∆mol Velocidade(mol L–1 s–1)

0 0,0165

2.000 2.000 0,0110 –0,0055 28 ´ 10–7

5.000 3.000 0,00591 –0,0051 17 ´ 10–7

8.000 3.000 0,00314 –0,00277 9,23 ´ 10–7

12.000 4.000 0,00137 –0,00177 4,43 ´ 10–7

15.000 3.000 0,00074 –0,00063 2,1 ´ 10–7

14.7 A partir das inclinações das tangentes do gráfico, as velo-cidades são –1,2 ´ 10–6

mol L–1s–1

a 5.000 s, –5,8 ´ 10–7mol L–1

s–1

a 8.000 s. 14.9 (a) –D[H2O2]/Dt = D[H2]/Dt = D[O2]/Dt(b) – 1

2D[N2O]/Dt = 1

2D[N2]/Dt = D[O2]/Dt

(c) –D[N2]/Dt = – 13D[H2]/Dt = 1

2D[NH3]/Dt 14.11 (a)

–D[O2]/Dt = 0,43 mol/s;D[H2O]/Dt = 0,85mol/s (c) Ptotal dimi-nui de 12 torr/min 14.13 (a) Se [A] dobra, a velocidade au-mentará de um fator de quatro; a constante de velocidade, k,não varia. A velocidade é proporcional a [A]

2; dessa forma,

quando o valor de [A] dobra, a velocidade varia de 22, ou 4. A

constante de velocidade, k, é a constante de proporcionalida-de que não varia, a menos que a temperatura varie. (b) A rea-

ção é de segunda ordem em A,primeiraordem emB e de tercei-ra ordem como um todo. (c) unidade de k = mol

–2L

2s

–1 14.15(a)Velocidade = k[N2O5] (b) Velocidade = 1,16 ´ 10

–4mol L

–1s

–1

(c) Quando a concentração d e N2O5 dobra, a velocidade da re-ação dobra. 14.17 (a, b) k = 1,7 ´ 10

2mol

–1L s

–1(c) Se [OH

–] é

triplicada, a velocidade triplica. 14.19 (a) x =1(b) x =3(c) x =0. A velocidade não depende de [A]. 14.21 (a) Velocidade =

k[OCl–

][I–

] (b) k = 60,4 mol–1

L s–1

(c) Velocidade = 3,02 ´ 10–5

mol L–1

s–1 14.23 (a) Velocidade = k[NO]

2[O2] (b, c) kmédia = 7,11

´ 103

mol–2

L2

s–1 14.25 (a) Velocidade = k[NO]

2[Br2] (b)

1,2 ´ 104

mol–2L

2s–1

(c) 12D[NOBr]/Dt = – D[Br2]/Dt (d)

–D[Br2]/Dt = 8,4mol L–1

s–1 14.27 (a) [A]0 é a concentração em

quantidade de matéria de A no tempo igual a 0. [A]té a con-

centração em quantidade de matéria no tempo t. t1 / 2é o tempo

necessário para reduzir [A]0 por um fator de 2. k é a constantede velocidade para determinada reação. (b) Um gráfico deln[A] versus o tempo produz uma linha reta para uma reaçãode primeira ordem. 14.29 (a) k =3,0 ´ 10–6

s–1(b) t1/2 = 3,2 ´ 10

4

s 14.31 (a) P65 = 20 torr (b) t = 51 s 14.33 Gráfico de lnPSO Cl2 2

versus tempo, k = –inclinação = 2,19 ´ 10–5

s–1 14.35 (a)

O gráfico de 1/[A] versus o tempo é linear, logo a reação é de

segunda ordem em [A]. (b) k = 0,040 mol–1

L min–1

(c) t1/2 = 38min 14.37 (a) O gráfico1/[NO2] versus o tempo é linear, logoa reação é de segunda ordem em NO2. (b) k = inclinação = 10mol–1

L s–1 14.39 (a) A idéia central do modelo de colisões é queas moléculas devem colidir para reagir. (b) A energia da coli-são e a orientação das moléculas quando elas colidem deter-minam se uma reação irá ocorrer. (c) A alta temperatura,existem mais colisões totais e cada colisão tem mais ener-gia. 14.41 f = 2,33 ´ 10–2

. A 400 K, aproximadamente 1 emcada 43 moléculas tem essa energia cinética.14.43 (a)

(b) Ea (inverso) = 18 kJ/mol 14.45 A reação (b) é mais rápida ea reação (c) é mais lenta. 14.47 (a)k =1,1s–1

(b)k =4,9s–1 14.49Um gráfico de ln k versus 1/T tem uma inclinação de–5,71 ´ 10

3; E

a = –R(inclinação) = 47,5 kJ/mol. 14.51 A rea-ção irá ocorrer 88 vezes mais rapidamente a 50

oC, supondo

concentrações iniciais iguais. 14.53 (a) Uma etapa elementaré um processo que ocorre em umúnico evento; a ordem é de-

terminada pelos coeficientes na equação balanceada para aetapa. (b) Uma etapa elementar unimolecular envolve apenasuma molécula de reagente; uma etapa elementar bimolecularenvolve duas moléculas de reagentes. (c) Mecanismo de reaçãoé o processo que descreve como uma reação como um todoocorre e explica a lei de velocidade determinada experi-mentalmente. 14.55 (a) Unimolecular, velocidade = k[Cl2](b) bimolecular, velocidade = k[OCl

–][H2O] (c) bimolecular,

velocidade= k[NO] [Cl2] 14.57 Existe um intermediário, B,e dois estados de transição.A etapaB a C é mais rápida,e a reação total A a C é exotérmica.14.59 (a) H2( g) + 2ICl( g) a I2( g) + 2HCl( g) (b) HI é o inter-mediário. (c) primeira etapa:velocidade = k[H2][ICl]; segundaetapa: velocidade = k[HI][ICl] (d) Se a primeira etapa for


∆E 136 kJ

Ea 154 kJ



lenta, a lei de velocidade observada é velocidade =k[H2][HCl]. 14.61 (a) Velocidade = k[NO][Cl2] (b) A segundaetapa deve ser lenta em relação à primeira etapa. 14.63 (a)Um catalisadoraumenta a velocidade de reação diminuindo aenergia de ativação, Ea, ou aumentando o fator de freqüência,

A.(b)Um catalisador homogêneo está na mesma fase que os rea-gentes, enquanto um catalisador heterogêneo está em uma fase

diferente.14.65 (a) Multiplique os coeficientes na primeira reação pordois e some. (b) NO2( g) é um catalisador porque eleé consumi-do e a seguir reproduzido na seqüência de reação. (c) Essa éuma catálise homogênea. 14.67 O uso de suportes quimica-mente estáveis torna possível a obtenção de áreas superficiaismuito grandes por unidade de massa do catalisador de metalprecioso porque o metal pode ser depositado em uma camadamuito fina, até monomolecular, na superfície do suporte.14.69 Para colocar dois átomos D em um único carbono, é ne-cessário que uma das ligações C—H já existentesno etileno sejaquebrada enquanto a molécula é adsorvida, de tal forma que oátomo de H sai como um átomo adsorvido. Isso exige energiadeativação maior doquesimplesmenteadsorver C2H4 e adicio-

nar um átomo D em cada carbono. 14.71 (a) Os organismosvivos funcionam eficientemente em uma faixa muito estreitade temperatura; o papel das enzimas como catalisadores ho-mogêneos que aumentam a velocidade de reações desejáveissem aquecê-la e sem efeitos colaterais indesejáveis é crucialpara os sistemas biológicos.(b) catalase: 2H2O2 a 2H2O + O2;nitrogenase: N2 a 2NH3 (fixação de nitrogênio) 14.73 (a) Areação catalisadaé aproximadamente10.000.000 vezesmaisrá-pidaa 25

oC.(b)Areação catalisada é 180.000 vezes mais rápida

a 125oC. 14.75 D[Cl

–]/Dt = 7,8 ´ 10

–7mol L

–1s

–1

14.78 (a) Velocidade = k[HgCl2][C2O4

2–]

2(b) k = 8,7 ´ 10

–3mol

–2

L2s–1

(c)Velocidade = 1,0 ´ 10–5mol L–1

s–1 14.80 (a)k = 4,28 ´ 10–4

s–1

(b)[uréia] = 0,059 mol/L (c) t1/2 = 1,62 ´ 103s 14.84 Umgrá-

fico de ln K versus 1 /T é linear com inclinação = –1,751 ´ 104.

Ea = –(inclinação)R = 1,5 ´ 102

kJ/mol.14.87 (a) Cl2( g) + CHCl3( g) a HCl( g) + CCl4( g) (b) Cl( g),CCl3( g) (c) etapa 1, unimolecular; etapa 2, bimolecular; etapa3, bimolecular (d) etapa 2, a etapa lenta,é a etapa determinan-te da velocidade. (e) Velocidade = k[CHCl3][Cl2]

1/2 14.89Enzima: anidrase carbônica (H2CO3); número de rotações: 1 ´ 10

7

moléculas/s. 14.91 Pressão parcial de O2 = 0,402 atm 14.93(a) Use um manômetro de ponta aberta, um relógio, uma ré-gua e um banho de temperatura constante. Encha o frascocom HCl(aq) e leiaa altura dacoluna de Hg em ambos os bra-ços do manômetro. Rapidamente adicione Zn(s) ao frasco emarque o tempo = 0 quando Zn(s) entrar em contato com oácido. Registre a altura de Hg em um braço do manômetronos intervalos de tempo convenientes como a cada 5 s. Calcule

a pressão de H2( g) em cada tempo. Como P = (n/V)RT , DP/Dta temperatura constante é uma medida aceitável da velocida-de de reação. (b) Mantenha a quantidade de Zn(s) constante evarie a concentração de HCl(aq) para determinar a ordem dereação para H

+e Cl

–. Mantenha a concentração de HCl(aq)

constante e varie a quantidade de Zn(s) para determinar a or-dem para Zn(s). Combine essas informações para escrever alei de velocidade. (c) –D[H

+]/Dt = 2D[H2]/Dt; a velocidade de

desaparecimento de H+ é duas vezes a velocidade de apareci-

mento deH2( g).[H2] = P/RT (d) Variando-se a temperatura do banho de temperatura constante, meça os dados de velocida-deemváriastemperaturas e calcule a constantede velocidadek nessas temperaturas. Façaumgráfico de ln k versus 1 /T ;ain-clinação da reta é –E

a /R. (e) Meça os dados de velocidade a

temperatura constante, com a concentração de HCl constantee com a massa deZn(s) constante, variandoapenas a forma deZn(s). Compare a velocidade de reação para as lâminas metá-licas e para os grânulos. 14.96 As variações na temperaturavariam a energia cinética de vários grupos na enzima e suastendências para formar associações intermoleculares ou li-vrar-se delas. A temperaturas acima da temperatura de ativi-

dade máxima foi fornecida energia cinética suficiente de tal for-ma que a estrutura tridimensional da enzima é destruída. Esse éo processode desnaturação. Nomodelochave-fechadurade açãoda enzima, o sítio ativo é a localização específica na enzimaonde a reação ocorre. A geometria precisa do sítio ativo tantoacomoda quanto ativa o substrato. Quando umaenzima é des-naturada,sua atividadeé destruídaporque o sítio ativo foi des-truído.

Capítulo 1515.1 Sim, no quarto e no quinto diagrama, as quantidades re-lativas (concentrações) de A e B são constantes. Apesar dea reação estar caminhando, as velocidades de A a B eB a A são iguais. 15.3 (a) K

eq= 2,8 ´ 10

–2(b) Uma vez

que Kd < Ki, para que as duas velocidades sejam iguais, [A]deve ser maior do que [B]. 15.5 (a) A lei da ação de massas ex-pressaa relação entre as concentrações dosreagentes e produ-tos no equilí brio para qualquer reação. K

eq= PNOBr 2

/PNO ´ PBr 2

(b) A expressão da constante de equilí brio é uma equação algé bri-caem que asvariáveis são as concentrações dos produtos e re-agentes no equilí brio para uma reação específica. A constantede equilí brio é um número; ela é a razão calculada para a ex-pressão de equilí brio para uma reação química em particular.(c) Introduza uma quantidade conhecida de NOBr2( g) em umrecipiente de volume conhecido a temperatura (conhecida)constante. Depoisqueo equilí briofoi estabelecido,meça a pressãototalnofrasco.Usandoumatabelade equilí brio, calcule aspressõese as concentrações no equilí brio, bem como o valor de K

eq.

15.57 (a) Keq = PN O2 ´ PNO 2 /PN3 O ; homogêneo(b) K

eq= PCS 2

´ PH 2

4 /PCH 4´ PH S

22

; homogêneo(c) K

eq = PCO4 /PNi(CO)4

; heterogêneo(d) K

eq= [H

+][F–]/[HF]; homogêneo

(e) Keq =[Ag

+]

2/[Zn

2+]; heterogêneo 15.9 (a) Principalmente

reagentes (b) principalmente produtos 15.11 (a) Keq

=4,2 ´ 10

2(b) O equilí brio favorece SO3 a essa temperatura.

15.13 (a) Keq

= 0,0490 (b) Keq

= 416(c) Keq

= 5,21 15.15 (a) Keq

= 0,10(b)K

eq=1,2 ´ 10–4

(c) Keq

=8,3 ´ 103 15.17(a) K

eq=[Hg]

4PO2

/[Hg2O]2

(b) A concentração em quantidade de matéria, a razão entre aquantidade de matéria e o volume ocupado pela substância sãouma constante para sólidos e líquidos puros. (c) K

eq= PO2

15.19 Keq

= 1,84 ´ 10–2 15.21 Keq

= 51 15.23 (a) PH 2= 0,299 atm,

PN 2= 0,466atm, PH O2

= 3,394 atm (comos algarismos significati-

vos apropriados, esses valores são 0,3 atm, 0,5 atm e 3,4 atm)(b) K

eq= 25,65 ou 3 ´ 10

1(um algarismo significativo) 15.25

(a) PCO2= 3 87, , PH 2

= 1 82, , PCO = 0,23 (b) Keq

= 0,11 15.27 (a) Umquociente de reação é o resultado de um conjunto geral de con-centrações enquanto a constante de equilí brio necessita dasconcentrações noequilí brio. (b)Para a direita (c)As concentra-ções usadas para calcular Q devem ser as concentrações noequilí brio. 15.29 (a) Q = 3,35 ´ 10

–7; a reação prosseguirá para a

esquerda. (b) q = 1,68 ´ 10–10

; a reação prosseguirá para a direi-ta. (c) Q = 2,19 ´ 10

–10; a mistura está em equilí brio. 15.31 PCl 2

=4,98 atm 15.33 (a) PBr 2

= 0,980 atm, PBr = 0,361atm; 0,451g deBr(b) PHI = 4,7 atm, 21 g de HI 15.35 PNO = 0,43 atm, P PO N 22

= =

18atm




15.37 A pressão no equilí brio de Br2( g) é 0,416 atm. 15.39 (a)P PPH BCl3 3

atm= = 0 233, (b) Necessita-se de um pouco mais de0,608gdePH3BCl3. 15.41 PIBr = 15,5atm,P PI Br2 2

atm= = 0 926,15.43 (a)Desloca o equilí brio para a direita (b) diminui o valorde K (c) desloca o equilí brio para a esquerda (d) não afeta (e)não afeta (f) desloca o equilí brio para a direita 15.45 (a) Nãoafeta (b) não afeta (c) aumenta a constante de equilí brio (d)

não afeta 15.47 (a) D H º = –155,7 kJ (b) A reação é exotérmica,de forma que a constante de equilí brio diminuirá com o au-

mento da temperatura. (c) Dn não é igual a zero, logo uma va-riação no volume a temperatura constante afetará a fração deprodutos na mistura em equilí brio. 15.49 (a) K

eq= 1,5 ´ 10–39

(b)Os reagentessão muito mais abundantes do que os produtos noequilí brio. 15.51 K

eq = 18 15.54 (a) Pt = 0,74 atm (b) K

eq = 0,4015.57 PPH 3

atm= ´6 8 10 2, – 15.60 (a) Q = 1,7; Q > Keq; a reação

se deslocará para a esquerda. (c)Q =5,8 ´ 10–3; Q < K

eq; a mistu-ra de reação se deslocará para a direita. 15.63 O valor máxi-mode Q é 4,1; a redução ocorrerá. 15.66 P PH I2 2

atm;= = 1 48,PHI = 10,22 atm 15.69 O pedido de patente é falso. Um catali-sador não altera a posição do equilí brio em um sistema, apenasa velocidade de aproximação dacondição deequilí brio. 15.70

(a) (i) Keq = [Na+

]/[Ag+

] (ii) Keq = [Hg2+

]3

/[Al3+

]2

(iii) Keq [Zn2+

]PH 2

H/[ ]22 (b) Usando os dados da Tabela 4.5: (i) Ag

+está bem

abaixo de Na, logo a reação prosseguirá para a direita e Keq

será grande. (ii) Al3+

está acima de Hg, logo a reação nãoprosseguirá para a direita e K

eq será pequena. (iii) H+

está abai-xo de Zn, de forma que a reação prosseguirá para a direita eK

eq será grande. (c) Keq < 1 paraessa reação, logo Cd está abai-

xo de Fe. 15.72 (a) No equilí brio, as reações direta e inversaocorrem em velocidades iguais. (b) Os reagentes são favoreci-dos no equilí brio.(c) Um catalisador abaixaa energia de ativa-ção tanto para a reação direta quanto para a reação inversa.(d) A razão das constantes de velocidade permanece inaltera-da. (e) O valor deK

eqaumentacom o aumentoda temperatura;

a reação é endotérmica.

Capítulo 1616.1 As soluções de HCl e H2SO4 conduzem eletricidade, têmsabor azedo, mudam a cor do papel de tornassol vermelho(são ácidas), neutralizam as soluções de bases e reagem commetais ativos para formar H2( g). As soluções de HCl e deH2SO4 têm essas propriedades em comum porque ambos oscompostos são fortemente ácidos. Isto é, ambos dissociam-secompletamente em H2O para formar H

+(aq) e um ânion.

(HSO4

–não está completamente dissociado, mas a primeira

etapa de dissociação paraH2SO4 é completa.)A presença de íonspossibilita queas soluções conduzameletricidade;a presença deH

+(aq) acima de 1 ´ 10–7

mol/L explica todas as outras proprie-dades relacionadas. 16.3 (a) A definição deArrhenius deumáci-

doestá restritaàssoluçõesaquosas;adefiniçãodeBrønsted–Lowryaplica-se a qualquer estado físico. (b) HCl é um ácido deBrønsted-Lowry; NH3 é uma base de Brønsted–Lowry. 16.5 (a)HSO3

– (b) C2H3O2

– (c) HAsO4

2– (d) NH3

16.7

Ácido +B—L

Base dB—L

Ácido +conjugado

Baseconjugada

(a) NH4

+(aq) CN–(aq) HCN(aq) NH3(aq)

(b) H2O(l) (CH

3)

3N(aq) (CH

3)

3NH+(aq) OH–(aq)

(c) HCHO2(aq) PO

4

3–(aq) HPO4

2–(aq) CHO2

–(aq)

16.9 (a) Ácido: HC2O4

–(aq) + H2O(l) d C2O4

2–(aq) + H3O+(aq)

Base: HC2O4

–(aq) + H2O(l) d H2C2O4(aq) + OH

–(aq) (b)

H2C2O4 é o ácido conjugado de HC2O4– . C2O4

2– é a base conjuga-da de HC2O4

–. 16.11 (a) Fraco, NO2

– (b) forte, HSO4– (c) fraco,

PO4

3–(d) desprezível, CH3

–(e) fraco, CH3NH2. 16.13 (a) HBr.

Ele é umdos seteácidosfortes. (b)F–.HCl é um ácido mais for-tedo que HF, logoF

– é umabase conjugada mais forte. 16.15

(a) HF(aq) + CO32– (aq), o equilí brio localiza-se à esquerda (b)OH

–(aq)+OH

–(aq), o equilí brio localiza-se à direita (c)H2S(aq) +

C2H3O2- (aq), o equilí brio localiza-se à direita. 16.17 (a) A au-

to-ionização é a ionização deuma molécula neutra em umânione um cátion. A expressão de equilí brio para a auto-ionizaçãoda água é H2O(l) d H

+(aq)+OH–(aq).(b)A água pura é um

condutorde eletricidade ruimporque elacontém poucos íons.(c) Se uma solução for ácida, ela contém mais íons H

+do que

OH–. 16.19 (a) [H+] = 2 ´ 10–10

mol/L, básica (b) [H+] =

3,1 ´ 10–6

mol/L, ácida (c) [H+] = 1,0 ´ 10

–8mol/L, bási-

ca 16.21 [H+]=[OH–]=3,5 ´ 10–8

mol/L 16.23 (a) [H+] varia

deum fator de100. (b) [H+] varia deum fator de3,2 16.25 (a)

[H+] diminui, o pH aumenta (b) o pH está entre 4 e 5. Calcu-

lando-se, o pH= 4,5;a solução é ácida.(c)OpH=7,8está entre

7 e 8, mais próximo de 8. Uma boa estimativa é 3 ´ 10–8

mol/Lde H

+e 7 ´ 10–7

mol/L de OH–. Calculando-se, [H+] = 2 ´ 10–8

mol/L de H+; [OH

–] = 6 ´ 10

–7mol/L de OH

–

16.27

[H+] [OH–] pH pOHÁcida oubásica

7,5 ´ 10–3 mol/L 1,3 ´ 10–12 mol/L 2,12 11,88 ácida

2,8 ´ 10–5 mol/L 3,6 ´ 10

–10 mol/L 4,56 9,44 ácida

5,6 ´ 10–9 mol/L 1,8 ´ 10

–6 mol/L 8,25 5,75 básica

5,0 ´ 10–9

mol/L 2,0 ´ 10–8

mol/L 8,30 5,70 básica

16.29 [H

+

] = 4,0 ´ 10

–8

mol/L, [OH

–

] = 6,0 ´ 10

–7

mol/L 16.31(a) Um ácido forte está completamente dissociado em seusíons em solução aquosa. (b) [H

+] = 0,500 mol/L (c) HCl, HBr,

HI 16.33 (a) [H+] = 8,5 ´ 10

–3mol/L, pH = 2,07 (b) [H

+] =

0,0419 mol/L, pH = 1,377 (c) [H+] = 0,0250 mol/L, pH = 1,602

(d) [H+] = 0,167 mol/L, pH= 0,778 16.35 (a)[OH

–]=3,0 ´ 10

–3

mol/L, pH = 11,48 (b) [OH–] = 0,3758 mol/L, pH = 13,5750 (c)[OH

–] = 8,75 ´ 10

–5mol/L, pH = 9,942 (d) [OH

–] = 0,17 mol/L,

pH = 13,23 16.37 3,2 ´ 10–3

mol/L de NaOH 16.39 pH =13,40016.41 (a) HBrO2(aq) d H

+(aq) + BrO2

–(aq),

Ka= [H

+][BrO2

–]/[HBrO2];HBrO2(aq) + H2O(l) d H3O

+(aq) + BrO2

–(aq),

Ka= [H3O

+][BrO2

–]/[HBrO2]

(b) HC3H5O(aq)d

H

+

(aq) + C3H5O2

–

(aq),Ka = [H

+][C3H5O2

–]/[HC3H5O2];HC3H5O2(aq) + H2O(l) d H3O

+(aq) + C3H5O2

–(aq),K

a = [H3O+][C3H5O2

–]/[HC3H5O2] 16.43 K

a = 1,4 ´ 10–4 16.45

[H+] = [X–] = 0,019 mol/L, [HX] = 0,181 mol/L,

Ka

= 2,0 ´ 10–3 16.47 0,089 mol/L de HC2H3O2 16.49 [H

+] =

[C7H5O2

–] = 1,8 ´ 10

–3mol/L, [HC7H5O2] = 0,048 mol/L 16.51

(a) [H+] = 1,1 ´ 10–3

mol/L, pH = 2,95 (b) [H+] = 1,7 ´ 10–4

mol/L, pH = 3,76 (c) [OH–] = 1 ,4 ´ 10

–5mol/L, pH =

9,15 16.53 [H+]=2,0 ´ 10–2

mol/L,pH = 1,71 16.55 (a) [H+] =

2,8 ´ 10–3

mol/L, 0,69% de ionização (b) [H+] = 1,4 ´ 10

–3

mol/L, 1,4% de ionização (c) [H+] = 8,7 ´ 10

–4mol/L, 2,2% de

ionização




16.57 HX(aq) d H+(aq) + X–(aq); K

a= [H

+][X–]/[HX]. Supon-

do que a porcentagem de ácido que se ioniza é pequena. Faça[H

+] = [ X

–] = y . K

a = y2/[HX]; y = K

a

1/2/[HX]

1/2. Porcentagem de

ionização = y/[HX] ´ 100. Substituindo por y, a porcentagemde ionização = 100 K

a

1/2[HX]

1/2/[HX] ou 100 K

a

1/2/[HX]

1/2. Isto

é, a porcentagem de ionização varia inversamente com a raizquadrada da concentração de HX. 16.59 [H

+] = 5,72 ´ 10

–3

mol/L, pH = 2,24, [HC6H5O7

3–

]=1,2 ´ 10–9

mol/L. A aproxima-ção de que a primeira energia de ionização é menor doque 5%da concentração total do ácido não é válida; a equação de pri-meiro grau deve ser resolvida. [H

+] produzida a partir da se-

gunda e terceira ionizações é pequena em relação àquelapresente na primeira etapa; a segunda e terceira ionizaçõespodem ser desprezadasquando se calcula [H

+]eopH. 16.61

Todas as bases de Brønsted–Lowry contêm no mínimo umpar de elétrons não-ligante (solitário) para atrair H

+. 16.63

(a) (CH3)2NH(aq) + H2O(l) d (CH3)2NH2

+(aq) + OH

–(aq);

Kb= [(CH3)2NH2

+][OH–]/[(CH3)2NH]

(b) CO3

2–(aq) + H2O(l) d HCO3

–(aq) + OH

–(aq);

Kb = [HCO3

–][OH

–]/[CO3

2–]

(c) CHO2

–(aq) + H2O(l) d HCHO2(aq) + OH

–(aq);

Kb = [HCHO2][OH–

]/[CHO2

–

] 16.65 A partir da fórmula daequação de segundo grau, [OH–] = 6,6 ´ 10–3

mol/L, pH =11,82. 16.67 (a) [C10H15ON] = 0,033 mol/L, [C10H15ONH

+] =

[OH–] = 2,1 ´ 10–3mol/L (b) K

b= 1,4 ´ 10–4 16.69 (a) Para um

par ácido/base conjugado como C6H5OH/C6H5O–, K

bpara a

base conjugada pode sempre ser calculado a partir de Ka para

o ácido conjugado, logo não é necessária uma relação separa-dade K

b. (b) Kb =7,7 ´ 10

–5(c) O fenolato é uma base mais forte

do que NH3. 16.71 (a) O ácido acético é mais forte. (b) O íonhipoclorito é a base mais forte. (c) K

bpara o C2H3O2

–=

5,6 ´ 10–10

, Kb para ClO

–= 3,3 ´ 10

–7 16.73 (a) [OH–]=1,4 ´ 10

–3

mol/L, pH = 11,15 (b) [OH–]=3,8 ´ 10–3mol/L, pH = 11,58 (c)

[NO2

–] = 0,50 mol/L, [OH

–] = 3 ,3 ´ 10

–6mol/L, pH =

8,52 16.75 (a) Ácida (b) ácida (c) básica (d) neutra (e) áci-

da 16.77 O sal desconhecido é NaF. 16.79 [OH–

]=5,0 ´ 10–6

mol/L, pH = 8,70 16.81 (a) À medida quea eletronegativida-de do átomo central (X) aumenta, a força do oxiácido aumen-ta. (b) À medida que o número de átomos de oxigênio nãoprotonados na molécula aumenta,a força dooxiácidoaumen-ta. 16.83 (a)HNO3 é um ácido mais forte porque temumáto-mo de oxigênio não protonado a mais e conseqüentementemaior número de oxidação em N. (b) Para os hidretos binários,a força do ácido aumenta descendo-se na família; logo H2S éum ácido mais forte do que H2O. (c) H2SO4 é um ácido maisforte porque H

+está muito mais fortemente mantido pelo

ânion HSO4

–.(d)Paraosoxiácidos, quanto maior a eletronega-tividade do átomo central, mais forte é o ácido; assim, H2SO4 éo ácido mais forte. (e) CCl3COOH é mais forte porque a eletro-

negatividade dos átomos de Cl retiram densidade eletrônicadas outras partes da molécula, o que enfraquece a ligaçãoO—HefazcomqueH

+sejamaisfacilmente removido. 16.85

(a) BrO–

(b) BrO–

(c) HPO4

2– 16.87 (a) Verdadeira (b) Falsa.Emumasérie deácidos que têmomesmo átomo central, a for-ça do ácido aumenta com o número de átomos de oxigênionão protonados ligados ao átomo central. (c) Falsa. H2Te é umácido mais forte do que H2S porque a ligação H—Te é maislonga, mais fraca e mais facilmente dissociada do que a liga-ção H—S. 16.89 Sim. A definição de uma base de Arrheni-us, um doador de OH

–(aq), é mais restritiva; a definição de

Brønsted-Lowry, um receptor de H+, é mais geral; e a defini-

ção de Lewis, um doador de par de elétrons, é mais geral.Qualquer substância que se encaixe na restrita definição de

Arrhenius se encaixará nas definições mais amplas deBrønsted e de Lewis. 16.91 (a) Ácido, Fe(ClO4)3 ouFe

3+; base,

H2O(b) Ácido,H2O;base, CN–(c) Ácido, BF3; base, (CH3)3N(d)

Ácido, HIO; base, NH2

– 16.93 (a) Cu2+

, maior carga do cátion(b) Fe

3+, maior carga do cátion (c) Al

3+, menor raio do cátion,

mesma carga 16.95 (a) Correta. (b) Incorreta. Um ácido deBrønsted deve ter hidrogênio ionizável. (c) Correta. (d) Incor-

reta. K+

é um ácido de Lewis desprezível por causa de seu raioiônico relativamente grande e a carga positiva baixa o tornamruim em atrair pares de elétrons. (e) Correta. 16.98 SupondoT = 25

oC. Paraconcentrações de solutos ácidos ou básicos me-

nores do que 1 ´ 10–6

mol/L, considere a auto-ionização daágua como uma fonte de H

+(aq)ouOH–(aq). Para essa solução,

[H+] = 9,9 ´ 10

–8mol/L, pH = 7,01. 16.99 (a) Uma solução de

0,1 mol/L de um ácido fraco (b) o ácido com Ka = 8 ´ 10

–6(c) a

base com pKb= 4,5 16.101 (a) [H

+] = 0,050 mol/L, pH = 1,30

(b) [H+] = 0,10 mol/L, pH = 1,00 (c) O pH, supondo que não

haja ionização de HX–, é 1,30; logo, HX– não está completa-mente ionizado; H2X,que está completamente ionizado, é umácido mais forte do que HX

–. (d) Como H2X é um ácido forte,

HX–

não tem tendência a agir como uma base. HX–

age como

um ácido fraco, logo uma solução de NaHX seria ácida.16.104 Para todos os compostos, exceto a cafeína, [BH

+]/[B] > 1,

e a forma protonada predomina. A cafeína, uma base muito fra-ca, existe como base neutra. 16.107 6,0 ´ 10

13 íons H+ 16.109

(a) Para a precisão dos dados relatados, o pH da água da chuva40anosatrás era5,4,nenhuma diferença dopH dehoje. Com al-garismos significativos extras, [H

+] = 3,63 ´ 10–6

mol/L, pH =5,440.(b) Umbalde de20,0 L de água de chuva dehoje contém0,02 L (com algarismos significativos extras, 0,200 L) de CO2

dissolvido. 16.112 [cocaína] = 2,93 ´ 10–3

mol/L, [OH–] =

3,4 ´ 10–6

mol/L, Kb =3,9 ´ 10

–9 16.114 (a) K(i)=5,6 ´ 103, K(ii)

= 10 (b) Ambos (i) e (ii) têm K > 1, logo ambos seriam escritoscom uma única seta.

Capítulo 1717.1 (a) A extensão de dissociação de um eletrólito fraco é di-minuída quando um eletrólito forte contendo um íon em co-mum com o eletrólitofracoé adicionado a ele. (b)NaNO2 17.3(a) Aumenta o pH (b) diminui o pH (c) aumenta o pH (d) nãovaria (e)diminui o pH 17.5 [H

+]=1,8 ´ 10

–5mol/L, pH = 4,73,

[C3H5O2

–] = 6,0 ´ 10–2mol/L 17.7 (a) pH = 3,53 (b) pH =

5,01 17.9 (a) 4,5%deionização (b)0,018% deionização 17.11Em uma mistura de HC2H3O2 e NaC2H3O2, HC2H3O2 reage coma base adicionada e C2H3O2

– combina-se com o ácido adiciona-do, deixando [H

+] relativamente inalterada. Apesar de HCl e

de Cl– serem um par ácido– base conjugado, Cl– não tem ten-dência em se combinar com o ácido adicionado para formarHCl não dissociado. Qualquer ácido adicionado simples-

mente aumenta [H

+

] em uma mistura HCl—NaCl.17.13 (a) pH = 3,82 (b) pH = 3,9617.15 (a) pH = 4,60(b) Na

+(aq) + C2H3O2

–(aq) + H

+(aq) + C l

–(aq) a HC2H3O2(aq)

+ Na+(aq) + Cl–(aq)

(c) HC2H3O2(aq) + N a+(aq) + OH

–(aq) a C2H3O2

–(aq) +

H2O(l) + Na+(aq) 17.17 0,18 mol de NaBrO 17.19 (a) pH =

4,86(b)pH=5,0(c)pH=4,71 17.21 (a)[HCO3

–]/[H2CO3]=11(b) [HCO3

–]/[H2CO3]=5,4 17.23 (a) Curva B (b) pHno pontode equivalênciaaproximadoda curva A = 8,0,pH noponto deequivalência aproximado da curva B = 7,0 (c) para volumesiguais de A e B, a concentração do ácido é maior porque elenecessita de um volume maior de base para atingir o ponto deequivalência. 17.25 (a) HX é mais fraco. Quanto maior o pH




no ponto de equivalência, mais forte a base conjugada (X–) e

mais fraco o ácido conjugado (HX). (b) A fenolftaleína, quemudade cor nafaixade pHde 8 a 10, é perfeita para HX e pro-vavelmente apropriada para HY. 17.27 (a) 42,4 mL de solu-ção de NaOH (b) 29,6 mL de solução de NaOH (c) 29,8 mL desolução de NaOH 17.29 (a) pH = 1,54 (b) pH = 3,30 (c) pH =7,00(d)pH=10,69(e)pH=12,74 17.31 (a)pH=2,78(b)pH=

4,74 (c) pH = 6,58 (d) pH = 8,81 (e) pH = 11,03 (f) pH =12,42 17.33 (a) pH = 7,00 (b) [HONH3

+] = 0,100 mol/L, pH =

3,52 (c) [C6H5NH3] = 0,100 mol/L, pH = 2,82 17.35 (a) A con-centração de sólido não dissolvido não aparece na expressãodo produto de solubilidade porque ela é constante enquantohouver sólido presente. (b) K

ps= [Ag

+][I

–]; K

ps= [Sr

2+][SO4

2–]; K

ps=

[Fe2+

][OH–]2; K

ps= [Hg2

2+][Br–]

2 17.37 (a) K ps

= 7,63 ´ 10 –9

(b) K ps = 2,7 ´ 10

–9(c) 5,3 ´ 10

–4mol de Ba(IO3)2/L 17.39 K

ps =2,3 ´ 10

–9 17.41 (a) 7,1 ´ 10–7

mol de AgBr/L (b) 1,7 ´ 10–11

mol de AgBr/L (c) 5,0 ´ 10–12

mol de AgBr/L 17.43 (a)1,4 ´ 10–3

g de Mn(OH)2/L (b) 1,7 ´ 10–2g/L (c) 3,6 ´ 10–7

g/L 17.45 Mais solúvel em ácido: (a) ZnCO3 (b) ZnS (d)AgCN (e) Ba3(PO4)2

17.47 [Cu2+

] = 2 ´ 10–12

mol/L 17.49 K =K

sp´ K

f = 8 ´ 104 17.51 (a) Q < K

ps; nenhum Ca(OH)2 precipita

(b) Q < K ps; nenhum Ag2SO4 precipita 17.53 pH= 13,0 17.55Os dois primeiros experimentos eliminam os íons dos grupos1 e 2 (Figura 17.22) A ausência de precipitados insolúveis decarbonato no terceiro experimento descarta os íons do grupo4.Os íonsque podem estar na amostra são aqueles dogrupo 3,Al

3+, Fe

2+, Zn

2+, Cr

3+, Ni

2+, Co

2+ouMn

2+, e do grupo 5, NH4

+, Na

+

ou K+. 17.59 (a) Torne a solução ácida com0,5 mol/Lde HCl;

sature com H2S. CdS irá precipitar; ZnS não irá precipitar. (b)Adicione excesso de base; Fe(OH)3(s) precipita, mas Cr

3+for-

ma o complexo solúvel Cr(OH)4

–. (c) Adicione (NH4)2HPO4;

Mg2+

precipita como MgNH4PO4; K+

permanece solúvel. (d)Adicione 6 mol/L de HCl; Ag

+precipita como AgCl(s). 17.61

(a) A base é necessária para aumentar [PO4

3–] de forma que oproduto de solubilidade dos fosfatos metálicos de interesse

seja excedido e os sais de fosfato precipitem. (b) K ps paraoscá-tions no grupo 3 é muito maior, de forma que para exceder K ps

é necessária [S2–] maior. (c) Todos eles poderão se redissolver

em soluções altamente ácidas. 17.63 (a) pH = 3,025 (b) pH =2,938 (c) pH = 12,862 17.65 (a) pK

a= 4,68 17.68 HOBr e

NaOBr em uma razão molar de 1 para1.H2NNH3

+e H2NNH2

em umarazão molar de1 para3,1. 17.70 (a)M = 82,2 g/mol (b)K

a =3,8 ´ 10–7 17.72 (a) O pH noponto de equivalência é 8,94;

a fenolftaleínaou o azulde timol é apropriado. A fenolftaleínaé geralmente a escolhida porque a mudança de incolor pararosa no ponto final é mais fácil de ver. (b) 0,06206 mol/L deNaOH. 17.75 1,00 L de solução resultante é um tampão con-tendo 0,10 mol de H2PO4

–e 0,35 mol de HPO4

2–. pH =

7,75 17.78 1,1 ´ 103

mL 17.84 [SO4

2–] = 9,7 ´ 10

–4mol/L,

[Pb2+

]=6,5 ´ 10–4

mol/L, [Sr2+

]=3,3 ´ 10–4

mol/L 17.87 [OH–

]deve ser maior ou igual a 1,0 ´ 10–2mol/L. 17.88 (a) H

+(aq) +

CHO2

–(aq) d HCHO2(aq) (b) K = 5,6 ´ 10

3(c) [Na

+]=[Cl

–] =

0,075 mol/L, [H+] = [HCHO2

–] = 3,7 ´ 10

–3mol/L, [HCHO2] =

0,071 mol/L 17.90 [NH4

+] = 0,10 mol/L, [NH3] = 0,050

mol/L, pH = 8,95 17.93 [Sr2+

] = [SO4

2–] = 5,7 ´ 10–4mol/L,

K ps = 3,2 ´ 10

–7

Capítulo 1818.1 (a) Seu perfil de temperatura (b) troposfera, 0 a 12 km; es-tratosfera, 12 a 50 km; mesosfera, 50 a 85 km; termosfera, 85 a110 km 18.3 A pressão parcial de O3 é 2,4 ´ 10

–4torr. 18.5

1,5 ´ 1017

moléculas de CO 18.7 570 nm 18.9 A fotoioniza-ção de O2 necessita de 1.205 kJ/mol. A fotodissociação neces-

sita de apenas 495 kJ/mol. Em elevações mais baixas, a radia-ção solar de comprimento de onda curto de alta energia já foiabsorvida. Abaixode 90 km, a concentração aumentada de O2

e a disponibilidade de radiação de comprimento de ondamais longo fazem com que o processo de fotodissociação pre-domine. 18.11 (a) A velocidade de formação do ozônio, umprocesso endotérmico, é mais alta a aproximadamente 50 km,

próximo à estratosfera do que na troposfera de altitude mais baixa. (b) A primeira etapa na formaçãodeO3 é a fotodissocia-çãodeO2 para formar doisátomos de O. Depois, um átomo deO e uma molécula de O2 colidem para formar O3

* e remover oexcesso de energia, sendo formado O3. 18.13 Um hidrofluoro-carbono é um composto que contém hidrogênio, flúor e carbo-no; ele contém hidrogênio no lugar do cloro. HFCs sãopotencialmente menos prejudiciais do que CFCs porque a fo-todissociação não produz átomos de Cl, que catalisam a des-truição do ozônio. 18.15 (a) A ligação C—F requer maisenergia paraa dissociaçãodoquealigação C—Clenão é facil-mente quebrada pelos comprimentos de onda de luz UV. (b)O cloro está presente como átomos de cloro e moléculas deóxido de cloro, Cl e ClO, respectivamente. 18.17 (a) CO li-

ga-se coma hemoglobina para bloquearo transporte de O2 pe-las células; as pessoas com envenenamento por CO sufocampela falta de O2. (b) SO2 é muito corrosivo aos tecidos e contri-

bui para as doenças respiratórias, especialmente para as pes-soascom problemas respiratórios. É também a principal fonteda chuva ácida, que destrói as florestas e a vida selvagem naságuas naturais.(c) O3 é extremamente reativoe tóxico por cau-sa de sua habilidade de oxidante forte. Os produtos das suasreações com outros poluentes da atmosfera provocam irrita-ção dos olhos e dificuldades respiratórias. 18.19 (a) O meta-no, CH4, origina-se da decomposição de matéria orgânica porcertos microorganismos; ele também escapa dos depósitos degás dosubsolo.(b) SO2 é liberadoem gases vulcânicos e é tam-

bém produzido pela ação de bactérias na decomposição de

matéria vegetal e animal. (c) O óxido nítrico, NO, resulta daoxidação de matéria orgânica em decomposição e é formadonos relâmpagos. (d)COé um produto possível da decomposi-ção de matéria vegetal.18.21 (a) H2SO4(aq) + CaCO3(s) a CaSO4(s) + H2O(l) +CO2( g) (b) CaSO4(s) seria muito menos reativo com soluçõesácidas, uma vez que seria necessária uma solução fortementeácida para deslocar o equilí brio para a direita.CaSO4(s) + 2H

+(aq) d Ca

2+(aq) + 2HSO4

–(aq)

18.23 (a) Ultravioleta (b) 357 kJ/mol (c) A energia média de li-gação C—H da Tabela 8.4 é 413 kJ/mol. A energia de ligaçãoC—HemCH2O, 357kJ/mol, é menor doque a energia ‘média’de ligação C—H. 18.25 As energias que entram na Terrae asque saem dela estão em regiões diferentes do espectro eletro-

magnético. Quando entram, CO2 é transparente à radiação vi-sível, mas ao sair absorve a radiação infravermelho. 18.270,093 mol/L de Na

+ 18.29 4,8 ´ 106g de CaO 18.31 A pres-

são mínima necessária para iniciar a osmose inversa é maiordo que 5,1 atm. 18.33 (a) CO2( g), HCO3

–, H2O(l), SO4

2–, NO3

–,

HPO4

2–, H2PO4

–(b) CH4( g), H2S( g),NH3( g),PH3( g) 18.35 2,5 g de

O2 18.37 Mg2+

(aq) + Ca(OH)2(s) a Mg(OH)2(s) +Ca

2+(aq) 18.39 0,35mol deCa(OH)2,0,15moldeNa2CO3 18.41

Al2(SO4)3 reage com OH–

para formar Al(OH)3(s), um precipi-tado gelatinoso que absorve partículas finas e bactérias pre-sentes na água. Al(OH)3(s) assenta-se lentamente, removendoas partículas de matéria indesejáveis. 18.43 A produção dequalquer forma de energia requer um combustível e gera pro-dutos de rejeito. Um dispositivo ou processo mais eficiente




em termos de energia usa menos energia, o que requer menoscombustível e gera menos produtos de rejeito. 18.45 O usodo dimetilcarbonato no lugar do fosgênio como fonte de car-

bonila condensa o metanol, CH3OH, em vez de HCl. O meta-nol é muito menos tóxico do que HCl e tem o potencial de serum segundo produto útil, em vez de rejeito. 18.48 Massamolar médiana superfície = 27 g/mol. Massamolar média na

altitude onde todo O2 foi fotodissociado = 19 g/mol. 18.502[18.7] + [18.9] = 2Cl( g) + 2O3( g) + 2ClO( g) a 2ClO( g) +3O2( g) + 2Cl( g) = 2O3( g) a

Cl3O2( g) = [18.10]. 18.53 A for-

mação de NO( g) é endotérmica, logo Keq

aumenta com o au-mento da temperatura. A oxidação de NO( g) a NO2( g) éexotérmica, logo o valor de K

eqdiminui com o aumento da

temperatura. 18.56 (a) A solubilidade de CO2( g) no oceanodiminuiria se a temperatura do oceano aumentasse. (b) Se asolubilidade de CO2( g) no oceano diminuísse por causa doaquecimento global, mais CO2( g) seria liberado na atmosfera,perpetuando um ciclo de temperatura crescente e concomi-tante liberação de CO2( g) dos oceanos. 18.59 (a) CO3

2–hidro-

lisa-se em solução aquosa para produzir OH–. Se OH

–(aq) for

suficiente para superar K ps

para Mg(OH)2, o sólido precipita-

rá. 18.63 (a) PNO 2 torr= ´1 6 105

,–

(b) 2 ´ 1019

moléculas deNO2 18.66 (a) l =258nm(b)O3( g) + O ( g) a 2O2( g). Comoele é consumido e depois reproduzido, OH( g) é o catalisador nareação total, outrocaminhopara a destruiçãodoozônio. 18.70PNO = 0,08 atm; concentração de NO = 8 ´ 10

4ppm 18.73 (a)

1,1 ´ 10–5

mol/L (b) resolvendo a equação de segundo grau,[H

+] = 2,0 ´ 10–6

mol/L, pH = 5,71

Capítulo 1919.1 (a) Espontânea: b, c, d; não espontânea: a, e 19.3 (a)NH4NO3(s) dissolve-se em água, como em uma bolsa químicafria. O naftaleno (naftalina) sublima-se à temperaturaambien-te. (b) A fusão de um sólido é espontânea acima de seu pontode fusãomasnão o é abaixo de seu ponto de fusão. 19.5 (a)

Endotérmica (b) a 100

o

C ou acima de 100

o

C (c) abaixo de100oC (d) a 100

oC 19.7 (a) Para um processo reversí vel, as

mudanças direta e inversa ocorrem pelo mesmo caminho.Existe apenas um caminho reversível para um conjunto espe-cífico de condições. O trabalho pode ser realizado apenas apartirde um processo reversível.(b)Não existevariação líqui-da na vizinhança.(c) A vaporização de água a vapor é reversí-vel se ela ocorrer na temperatura de ebulição da água para

umapressão (atmosférica) externa específica. 19.9 Não. DE éuma função de estado. DE = q + w; q e w não são funçõesde es-

tado. Seus valores dependem do caminho, mas a soma, DE,não depende do caminho. 19.11 Sabemos que a fusão é umprocesso que aumenta a energia do sistema mesmo que não

exista variação na temperatura. DE não é zero para o proces-

so. 19.13 (a) Sim. (b) w = –PextDV . Uma vez que o gás se ex-pande novácuo, Pext = 0 e w =0.(c)Aforça diretora é o aumentoda desordem do sistema. 19.15 (a) 16 arranjos totais (b)Ape-nas umarranjo(c) O gás irá adotar espontaneamente o estadocom desordem máxima, o estado com os arranjos mais possí-veis para as moléculas. 19.17 (a) DS é positivo. (b) Não. DS éuma função de estado, de forma que é independente do cami-

nho. 19.19 (a) DS é positivo. (b) DS é positivo no Exercí-cio 19.2(a) e (c). 19.21 S aumenta em (a), (b) e (c); S diminui

em (d) 19.23 (a) DS aumenta (b) 213 kJ/K 19.25 (a) Para umprocesso espontâneo, a entropia do universo aumentar; paraum processo reversível, a entropia do universo não varia. (b)Para um processo reversível, se a entropia do universo au-

menta, a entropia da vizinhança deve diminuir da mesmaquantidade. (c) Para um processo espontâneo, a entropia douniverso deve aumentar, logo a entropia da vizinhança devediminuir pelo menos 42 J/K. 19.27 (a) A entropia de umasubstância cristalina pura no zero absoluto é zero. (b) Em ummovimento translacional a moléculatoda se move em um úni-co sentido; em um movimento rotacional a molécula gira ou

roda ao redor de um eixo fixo. Nomovimento vibracional as li-gações dentro de uma molécula esticam e dobram-se, mas aposição média dos átomos não varia.

19.29 (a)Ar( g) (b) He( g)a1,5atm(c)1moldeNe( g)em15,0L(d)CO2( g) 19.31 (a) DS <0(b) DS >0(c) DS <0(d) DS > 0 19.33 (a)Sc(s),34,6J mol–1

K–1;Sc( g), 174,7 J mol–1

K–1. Emgeral,a fase ga-

sosa de uma substância tem So

maior do que a fase sólida porcausa do maior volume e maior liberdade de movimento dasmoléculas. (b) NH3( g), 192,5 J mol–1

K–1; NH3(aq), 111,3 J mol–1

K–1

As moléculas na fase gasosa têm mais liberdade de movi-mento do que as moléculas em solução. (c) 1 mol de P4( g), 280

J/K; 2 mol de P2( g), 2(218,1) = 436,2 J/K. Mais partículas têmmaior número de arranjos. (d) C (diamante), 2,43 J mol

–1K

–1; C

(grafite) 5,69 J mol–1K–1

. A entropia interna na grafite é maiorporque existe liberdadetranslacional entre as camadas plana-res de átomos de C, enquanto existe muito pouca liberdadedentro da rede covalente do diamante. (d) 1 mol de H2( g),130,58 J/K; 2 mols de H( g), 229,20 J/K. Mais partículas têmmaior número de graus de liberdade. 19.35 O valor de So

para cada um dos hidrocarbonetos é CH4( g), 186,3 J mol–1

K–1

;C2H6( g), 229,5 J mol–1

K–1; C3H8( g), 269,9 J mol–1

K–1; C4H10( g),

310,0 J mol–1

K–1. À medidaqueo número de átomos de carbo-

no aumenta, a complexidade estrutural aumentada leva a maio-res graus de liberdade de movimento e S

odo hidrocarboneto

aumenta. 19.37 (a) DSo= –120,5J/K. O DSo é negativoporque

existe menor quantidade de matéria de gases nos produtos.(b) DSo

= +176,6 J/K. DSo é positivo porque existe maior quan-tidadede gases nosprodutos. (c)DS

o= +152,39J/K.DS

o é posi-tivo porque o produto contém total maior de partículas emaior quantidade de matériadegás. (d) DSo

= +92,3J/K. DSo épositivo porque existe maior quantidade de matéria de gásnos produtos. 19.39 (a) DG = D H – T DS (b) Se DG é positivo,o

processo é não espontâneo, mas a reação inversa é espontâ-nea. (c) Não existe relação entre DG e a velocidade de rea-ção. 19.41 (a) Exotérmica (b) DSo é negativo; a reação leva auma diminuição da desordem. (c) DG

o= –9,9 kJ(d) Setodosos

reagentes e produtos estão presentes em seus estados padrão,a reação é espontânea nessa temperatura. 19.43 (a) D H

o=

–537,22 kJ, DSo= 13,7 J/K, DG

o= –541,40 kJ, DG

o= D H

o – T DSo=

–541,31 kJ(b) D H

o= –106,7 kJ, DS

o= –142,2 J/K,DG

o= –64,0kJ, DG

o= D H

o –T DSo

= –64,3 kJ(c) D H o = –508,3 kJ, DSo

= –178 J/K, DGo= –465,8 kJ, DGo

= D H o –T DS

o= –455,1 kJ. A discrepância nos valores de DG

odeve-se às

incertezas experimentais nos dados termodinâmicos tabela-


H

Vibracional

Translacional

Rotacional

H Cl

O OC

H Cl

H Cl

Cl

H(c) Cl



dos. (d) D H o = –165,9 kJ, DSo=1,4J/K, DGo

= 166,2 kJ, DGo= D H o

– T DSo= –166,3 kJ 19.45 (a) DGo

= –140,0 kJ, espontânea (b)DG

o= +104,70 kJ, não espontânea(c) DG

o= +146kJ,não espon-

tânea (d) DGo

= –156,7 kJ, espontânea 19.47 (a) C6H12(l) +12O2( g) a 6CO2( g)+12H2O(l) (b) Uma vez que DS

o é nega-tivo, DG

o é menos negativo do que D H o. 19.49 (a) A reaçãodi-

reta é espontânea a baixas temperaturas, mas não espontânea

a altastemperaturas. (b)A reação é não espontâneano sentidodireto a todas as temperaturas, mas torna-se espontânea atemperaturas mais altas. (d) A reação torna-se espontânea nosentidodiretoa temperaturasmuitoaltas. 19.51 DS > +76,7 J/K19.53 (a) T =330K(b)espontânea 19.55 (a) D H o = 155,7kJ, DSo

= 171,4 J/K. Desde que o DSo é positivo, DGotorna-se mais ne-

gativo com o aumento da temperatura. (b) DGo= 19 kJ. A rea-

ção é não espontânea sob condições padrão a 800 K. (c) DGo

=–15,7 kJ. A reação é espontânea sob condições padrão a 1.000K. 19.57 (a) T

e= 79

oC (b) com base no manual de química

CRC Handbook of Chemistry and Physics, 74th edição, T e= 80,1

oC. Os valores são impressionantemente próximos; a pequena

diferença deve-se ao desvio do comportamento ideal peloC6H6( g) e à incerteza na medida experimental do ponto de

ebulição e dos dados termodinâmicos. 19.59 C2H2( g) + 52O2( g)

a 2CO2( g) + H2O(l) (b) –1.299,5 kJ de calor produzido pormol de C2H2 queimado (c) wmáx = –1.235,1 kJ/mol deC2H2 19.61 (a) DG torna-se mais negativo. (b) DG torna-semais positivo. (c) DG torna-se mais positivo. 19.63 (a) DGo

=–5,40 kJ (b) DG = 0,30kJ 19.65 (a) DG

o= –16,77 kJ, K

p= 870 (b)

DGo

= 8,0 kJ, K p

= 0,04 (c) DGo

= –497,9 kJ, K p

= 2 ´ 1087 19.67

D H o

= 269,3 kJ, DSo

= 0,1719 kJ/K (a) PCO 2atm= ´6 0 10 39, – (b)

PCO2atm= ´1 6 10 4, – 19.69 (a) HNO2(aq) d H

+(aq) +

NO2

–(aq) (b) DG

o= 19,1 kJ (c) G = 0 no equilí brio (d) DG =

–2,72 kJ 19.73 (a) D H > 0, DS >0(b) D H < 0, DS <0(c) D H > 0,DS >0(d) D H > 0, DS >0(e) D H < 0, DS > 0 19.77 O propilenoterá maior So

a 25oC. Nopropileno, existeuma rotação livre ao

redor da ligação simples C—C; essa maior liberdade de rota-

ção leva a maior entropia absoluta. 19.81 (a) DGo = –33,32 kJ,DG = – 47,98 kJ (b) DGo

= –1.336,8 kJ, DG = –1.324,2 kJ (c) DGo=

–159,4 kJ, DG = –152,1 kJ 19.83 (a) Keq

= 4 ´ 1015

(b) Um au-mento na temperatura diminuirá a fração em quantidade dematéria de CH3COOH no equilí brio. Temperaturas elevadasdevem ser usadas para aumentar a velocidade de reação. (c)K

eq= 1 a 836 K ou 563

oC. 19.86 DG

o= –2.878,8 KJ, 94,4 mol

ATP/mol de glicose 19.89 (a) qrev = nRT ln(V 2 /V 1) (b) DS =8,4 J/K (c) Quando um gás se expande, existem mais arranjospossíveis para as partículas e a entropia aumenta. O sinal positi-vopara DS noitem (b)é coerentecomessaprevisão.(d)DS = –1,5´ 10

2 J/K 19.93 (a)A polimerizaçãodoetilenoreduzonúmero

de partículas no sistema, logo espera-se que DSpol seja negativo.(b)Seareação forespontânea e a entropiadosistemadiminuir,aentalpia de polimerização deve ser exotérmica. (c) D H

pol=

1,36 ´ 10–19 J por monômerode C2H4 (d) Em termos de estrutu-

ra, umpolímero de condensação impõe mais ordem ao(s) mo-nômero(s) do que um polímero de adição. Mas, apolimerização de condensação não levaa uma reduçãononú-mero de partículas no sistema, sendo DSpol menos negativo doque para a polimerizaçãoporadição. 19.96 (a) S C S

··

··

··

··

x x Aordem de ligação C—S é aproximadamente 2. (b)Os domíniosde2e

–em tornode C,arranjo linear, estruturamolecular linear

(c) CS2(l) + 3O2( g) a CO2( g) + 2SO2( g) (d) D H o = –1.077,0 kJ;DGo

= –1.060,5 kJ. A reação é exotérmica (–D H o) e espontânea

(–DGo) a 298 K. (e) DSvap = 86,6 J/K. DSvap é sempre positivo por-

que a fase gasosa ocupa maior volume e tem mais liberdade demovimento, bem como maior entropia absoluta do que o líqui-do.(f) T

e=320K=47

oC.CS2 é um líquido a 298 K,1 atm. 19.99

(a) Keq

= 8 ´ 1015

(b) Em princípio o processo é plausível. Entre-tanto, o uso de H2S( g) produz severo perigo de segurança. (c)PSO2

atm= ´5 10 7– (d) O processo será menos eficiente a tempe-

raturas elevadas.

Capítulo 2020.1 (a) A oxidação é a perda de elétrons. (b) Os elétrons apare-cem no lado dos produtos (lado direito) (c) O oxidante é o rea-gente que é reduzido. 20.3 (a) I, + 5 para 0; C, +2 para + 4 (b)Hg, +2para0; N,–2para0(c)N,+5para+2;S, –2para0(d)Cl,+4para +3; O,–1 para0 20.5 (a) TiCl4( g) + 2Mg(l) a Ti(s)+ 2MgCl2(l) (b) Mg(l) é o redutor; TiCl4 é o oxidante. 20.7 (a)Sn

2+(aq) a Sn

4+(aq) + 2e–, oxidação (b) TiO2(s) + 4H

+(aq) +

2e– a Ti

2+(aq)+2H2O(l), redução (c) ClO3

–(aq)+6H

+(aq)+6e

–

a Cl–(aq) + 3H2O(l), redução (d) 4OH–(aq) a O2( g) +2H2O(l)+4e

–, oxidação(e)SO3

2–(aq)+2OH

–(aq) a SO4

2–(aq) +

H2O(l) + 2e–, oxidação 20.9 (a) Cr2O7

2–(aq) + I

–(aq) + 8H

+(aq)

a 2Cr3+

(aq) + IO3

–

(aq) + 4H2O(l); agente oxidante, Cr2O7

2–

;agente redutor, I

–(b) 4MnO4

–(aq) + 5CH3OH(aq) + 12H

+(aq)

a 4Mn2+

(aq)+ 5HCO2H (aq)+11H2O(l); agente oxidante,MnO4

–, agente redutor, CH3OH (c) I2(s) + 5OCl

–(aq) + H2O(l)

a 2IO3

–(aq) + 5Cl

–(aq) + 2H

+(aq); agente oxidante, OCl

–;

agente redutor, I2 (d) As2O3(s) + 2NO3

–(aq) + 2H2O(l) + 2H+(aq)

a 2H3AsO4(aq) + N2O3(aq); agente oxidante, NO3

–; agentere-

dutor, As2O3 (e)2MnO4

–(aq)+Br–(aq) + H2O(l) a 2MnO2(s) +BrO3

–(aq) + 2OH

–(aq); agente oxidante, MnO4

–; agente redutor,

Br–

(f) Pb(OH)4

2–(aq) + ClO

–(aq) a PbO2(s) + C l

–(aq) +

2OH–(aq) + H2O(l); agente oxidante, ClO

–; agente redutor,

Pb(OH)4

2– 20.11 (a) A reação Cu2+

(aq) + Zn(s) a Cu(s) +Zn

2+(aq)está ocorrendoem ambas as figuras. NaFigura20.3os

reagentes estão em contato, enquanto na Figura 20.4 a

semi-reação de oxidação e a semi-reação de redução estãoocorrendo em compartimentos separados. Na Figura 20.3 ofluxo de elétrons não pode ser isolado nemutilizado; na Figu-ra 20.4 a corrente elétrica está isolada e flui através do voltíme-tro. (b) Os cátions Na

+são puxados para o compartimento de

catodopara manter o balanço decargasà medidaque os íons Cu2+

são removidos. 20.13 (a) Ag+(aq) + 1e

– a Ag(s);Fe(s) a Fe

2+(aq) + 2e

–(b) Fe(s) é o anodo, Ag(s) é o catodo. (c)

Fe(s) é negativo; Ag(s) é positivo. (d)Os elétrons fluem doeletro-dodeFe(–) no sentido doeletrodo de Ag (+). (e) Os cátions mi-gram no sentido do catodo de Ag(s); os ânions migram nosentidodoanodo deFe(s). 20.15 A força eletromotriz, fem,é a di-ferença de energia potencial entre umelétron noanodo e um elé-tronnocatodode uma célulavoltaica. (b)Um volt é a diferença de

energiapotencial necessária parafornecer1 J deenergia paraumacarga de1 coulomb. (c) A célula voltaica, Ecel, é afemdeumacélulaeletroquímica. 20.17 (a) 2H

+(aq)+2e

– a H2( g) (b) Umeletro-do padrão de hidrogênio, EPH, tem componentes que estão nascondições padrão, 1 mol/L deH

+(aq) e H2( g)a1atm.(c)Alâmina

de platina em um EPH funciona como um transportador de elé-trons inerte e uma superfície de reação sólida. 20.19 (a) Um po-tencial padrão de redução é o potencial relativode umasemi-reaçãode redução medida nas condições padrão. (b) Eredº = 0 (c) A redu-ção de Ag

+(aq) em Ag(s) é muito mais favorável em termos de

energia. 20.21 (a) Cr2+

(aq) a Cr3+

(aq) + e–; Tl

3+(aq) +

2e– a Tl+(aq) (b) Eredº = 0.78 V




(c)

20.23 (a) Eo=0,823V(b) Eo

=1,89V(c) Eo=1,211V(d) Eo

= –1,21 V20.25 (a) 3Ag

+(aq) + Cr(s) a 3Ag(s) + Cr

3+(aq), E

o= 1,54 V

(b)As duas combinações têm valoresde Eopraticamenteiguais:

2Ag+(aq) + Cu(s) a 2Ag(s) + C u

2+(aq), E

o= 0,462 V;

3Ni2+

(aq) + 2Cr(s) a 3Ni(s) + 2Cr3+

(aq), Eo

= 0,46 V 20.27(a) MnO4

–(aq) + 8H

+(aq) + 5e

– a Mn2+

(aq) + 4H2O(l), Eredº =

1,51 V (b) A semi-reação no item (a) (c) Sn2+

(aq) a Sn4+

(aq)+ 2e

–(d) 5Sn2

+(aq) + 2MnO4

–(aq) + 16H

+(aq) a 5Sn

4+(aq)

2Mn2+

(aq) + 8 H2O(l)(e) Eo= 1,36 V 20.29 (a) Anodo, Sn(s); ca-

todo, Cu(s). (b) O eletrodo de cobre ganha massa à medidaque Cu forgalvanizado, e o eletrodode estanho perde massaàmedida que Sn for oxidado. (c) Cu

2+(aq) + Sn(s) a Cu(s) +

Sn2+

(aq). (d) Eo

= 0,473 V. 20.31 (a) Negativo (d) direi-ta 20.33 (a) Cl2( g)(b)Ni

2+(aq) (c) BrO3

–(aq)(d)O3( g) 20.35 (a)Cl2(aq), oxidante forte (b) MnO4

–(aq), ácido, oxidante forte (c)

Ba(s), redutor forte (d) Zn(s), redutor 20.37 (a) Cu2+

(aq) <O2( g) < Cr2O7

2–(aq) < Cl2( g) < H2O2(aq) (b) H2O2(aq) < I–(aq) <Sn

2+(aq) < Zn(s) < Al(s) 20.39 Al e H2C2O4

20.41 (a) Quantomais positiva a fem de uma reação, mais espontânea a reação.(b) As reações (a), (b) e (c) no Exercício 20.23 são espontâneas.

(c) 20.23 (a) DGo

= –103 kJ; 20.23 (b) DGo

= –365 kJ; 20.23

(c) DGo= –96,5 kJ; 20.23 (d) DGo

= 730 kJ20.43 (a) 2Fe

2+(aq) + S2O6

2–(aq) + 4H+(aq) a

2Fe3+

(aq) + 2H2

SO3

(aq); 2Fe2+

(aq) + N2

O(aq) + 2H+

(aq) a2Fe

3+(aq) + N2( g) + H2O(l); Fe

2+(aq) + VO2

+(aq) + 2H

+(aq) a

Fe3+

(aq) + VO2+

(aq) + H2O(l) (b) Eo

= –0,17 V, DGo

= 33 kJ;E

o= –2,54 V; DG

o= 4,90 ´ 10

2kJ; E

o=0,23V, DG

o= –22kJ 20.45

(a) A equação de Nernst é aplicável quando os componentes deuma célula eletroquímica estão nas condições não padrão. (b)Q =1(c) Q diminui e E aumenta 20.47 (a) E diminui (b) E di-minui (c) E diminui (d) não afeta 20.49 (a) Eo

= 0,48 V (b) E =0,53V (c) E =0,46V 20.51 (a) E

o=0,46V(b) E =0,42V 20.53

(a)O compartimento com[Zn2+

]=1,00 ´ 10–2

mol/L é o anodo.(b) Eo

= 0 (c) E = 0,0799 V (d) No compartimento do anodo[Zn

2+] aumenta; no compartimento do catodo [Zn

2+] dimi-

nui 20.55 Eo= 0,763 V, pH = 1,6 20.57 (a) Eo

= 0,16 V, K =2,54 ´ 10

5= 3 ´ 10

5(b) E

o= 0,277, K

eq= 2,3 ´ 10

9(c) E

o= 0,44 V,

Keq

= 1074 20.59 (a) K

eq

= 9,8 ´ 102

(b) Keq

= 9,5 ´ 105

(c) Keq

=9,3 ´ 108 20.61 (a) Uma pilha é uma fonte de energia eletro-química fechada composta de uma ou mais células voltaicas.(b) Uma pilha primária não é recarregável, enquanto uma pi-lha secundária pode ser recarregada. (c) Não. Nenhuma célulavoltaica única é capazde produzir 7,5V. Três células voltaicasde 2,5 V conectadas em série produziriam a voltagem deseja-da. 20.63 441 g de PbO2 20.65 (a) O anodo (b) E

o= 3,50 V (c)

A fem da bateria, 3,5 V, é exatamente o potencial da célula noitem (b). 20.67 (a) A fem da célula terá valor menor. (b) As

baterias de NiMH usam uma liga como ZrNi2 como o materialdo anodo. Isso elimina os problemas de uso e de descarte as-sociados a Cd, um metal pesado tóxico. 20.69 (a) anodo:

Fe(s) a Fe2+

(aq) + 2e–; catodo: O2( g) + 4H+(aq) +

4e– a 2H2O(l)(b)2Fe

2+(aq)+3H2O(l)+3H2O(l) a Fe2O3×

3H2O(s) + 6H+(aq) + 2e

–; O2( g) + 4H

+(aq) + 4e

– a 2H2O(l)20.71 (a) Zn

2+tem um potencial de redução mais negativo do

que o de Fe2+

. Se tanto e Znquanto Fe forem expostos a O2, Znserá oxidado e Fe não será; Zn age como um anodo de sacrifí-cio. (b) Zn protege Fe tornando-o o catodo no processo eletro-

químico; isso é chamado de proteção catódica. 20.73 (a) Aeletrólise é um processo eletroquímico dirigido por uma fontede energia externa. (b) Por definição, as reações de eletrólisesão não espontâneas. (c)2Cl–(l) a Cl2( g)+2e– 20.75 (a) Osprodutos são diferentes porque na eletrólise aquosa a água éreduzida em preferência a Mg

2+. (b) MgCl2(l) a Mg(l) +

Cl2( g); 2Cl–(aq)+2H2O(l) a Cl2( g) + H2( g)+OH

–(aq) (c) Mg

2+

é reduzido, Eo= –3,73 V; a H2O é reduzida, Eo

= –2,19V 20.77 Cl–

é oxidado em preferência à água porque a produção de Cl2 écineticamente favorecida.

20.79 (a) 120 g de Cr(s) (b) 2,51 A 20.81 (a) 10,5L deCl2( g) (b)0,940mol de NaOH 20.83 wmáx = –110 kJ 20.85 (a)4,0 ´ 10

5g

de Li (b) 0,24 kWh/mol de Li 20.87 (a) 3MnO4

2–(aq) + 4 H+(aq)

a 2MnO4

–(aq) + MnO2(s) + 2H2O(l) (b) 3H2SO3(aq) aS(s) + 2HSO4

–(aq) + 2H

+(aq) + H2O(l) (c) Cl2(aq) + 2OH

–(aq)

a Cl–(aq)+ClO

–(aq) + H2O(l) 20.90 (a)2Rh

3+(aq)+3Cd(s)

a 2Rh(s) + 3Cd2+

(aq) (b) Cd(s) é o anodo, e Rh(s) é o cato-do. (c) Ered

º = 0,80 V (d) DGo = –695 kJ 20.93 (a) Eo = 1,08 V (b)[Ni

2+] aumenta à medidaquea célula funciona.(c) [Ag

+] = 0,474

= 0,5 mol/L 20.95 Eo

= 0,368 V, Keq = 1,6 ´ 106 20.97 (a) Na

descarga, Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) a Cd(OH)2(s) +2Ni(OH)2(s). Na recarga, ocorre a reação inversa. (b) E

o= 1,25

V (c) 1,25 V é o potencial padrão da célula, Eo. As concentra-ções dos reagentes e produtos dentro da bateria são ajustadasde tal forma que a potência produzida pela célula seja maiordo que E

o. 20.100 A água(umidade) fornece um meio para o

transporte de íon que completa a célula voltaica e facilita acorrosão.A corrosão ocorremais rapidamente em solução áci-da porque O2 tem potencial de redução mais positivo na pre-sençadeH

+(aq).SO2 e seus produtos de oxidação dissolvem-se

em água para produzir soluções ácidas, que encorajam a cor-rosão. As reações anódicas e catódicas para a corrosão de Nisão Ni(s) a Ni

2+(aq) + 2e–, Ered

º = – 0,28 V; O2( g) + 4H+(aq) +

4e– a 2H2O(l), Eredº = 1,23V. NiO(s), formado pela oxidação

pelo ar seco de Ni, funciona como um revestimento para pro-teger contra corrosão futura. Entretanto, NiO dissolve-se emsoluções ácidas, que expõem Ni(s) à corrosão úmida adicio-nal. NiO(s) + 2H

+(aq) a Ni

2+(aq) + H2O(l) 20.103 O índio

está no estado de oxidação +2 no haleto fundido. 20.107 Osinal de E é negativo; logo, a reação não é espontânea nessetampão. 20.110 (a) E

o= 0,028 V (b) anodo: Fe

2+(aq) a

Fe3+

(aq) + 1e–; catodo: Ag

+(aq) + e

– a Ag(s) (c) DSo= 148,5 J.

Como DSo é positivo, DGose tornará mais negativo e Eo

se tor-


ÂnionsCátions

Tl(aq), Tl3(aq)Cr2(aq), Cr3(aq)

CatodoInerte (Pt)

AnodoInerte (Pt)

ee

Cl(aq)

e eBateria

Reação do anodo2Cl → Cl2 2e

Reação do catodoCu2 2e → Cu

Cu2(aq)

ÂnionsCátions



nará mais positivo à medida que a temperatura aumen-ta. 20.113 K

ps= 1 ´ 10–12 20.116 [Sn

2+] = 0,530 mol/L, [H

+] =

0,140 mol/L, [SO4

2–] permanece inalterada.

Capítulo 2121.1 (a)25prótons,30nêutrons(b) 80prótons, 121 nêutrons (c)19 prótons, 20 nêutrons 21.3 (a) 1

1p (b) 10 e(c) 1

0 b

21.5 (a) 83214 84214 10Bi Po + ea -

(b) 79195

10Au + e- (elétron do orbital) a 78

195Pt

(c) 1938

1838

10K Ar + ea (d) 94

24292

23624Pu U + Hea

21.7 (a) 82211

83211

10Pb Bi +a - b (b) 25

502450

10Mn Cr + ea

(c) 74179

10

73179W + e Ta- a (d) 90

23088

22624Th Ra + Hea

21.9 7 emissões alfa, 7 emissões beta 21.11 (a) Emissãodepo-sitrônio (para números atômicos baixos, a emissão de positrô-nio é mais comum do que a captura de elétron) (b) emissão

beta (c) emissão beta (d) emissão beta 21.13 (a) Não (baixarazão nêutron/próton, poderia ser um emissor de positrônioou sofrer captura de elétron de orbital) (b) não (número atô-mico alto, emissor alfa) (c) não (alta razão nêutron/próton,poderia ser um emissor de positrônio ou sofrer captura de elé-tron de orbital). 21.15 (a) Estável: 19

39K, 20 nêutrons é um nú-

mero mágico (b) estável 83209Bi, 126 nêutrons é um número

mágico (c) estável: 1225

1024Mg, Ne tem uma razão nêutron/pró-

ton muito maior. 21.17 (a) 24He (c) 20

40Ca (e) 82126Pb 21.19 Ra-

dioativos: 814O, 52

115Te – baixa razão nêutron/próton; 84208Po –

número atômico ³ 84 21.21 Os prótons e as partículas alfasão carregados positivamente e devem mover-se muito rápi-do para vencer as forças eletrostáticas que iriam repeli-los donúcleo-alvo. Os nêutrons são eletricamente neutros e não sãorepelidos pelo núcleo. 21.23 (a) 16

3201

11

1532S + n p + Pa

(b) 47

10Be + e- (elétron do orbital) a 3

7Li

(c)75

187

76

187

1

0Re Os + ea - (d)42

98

1

2

0

1

43

99Mo + H n + Tca

(e) 92235

01

54135

3899

01U + n Xe + Sr + 2 na

21.25 (a) 92238

01

92239U + n U + 0

0a g

(b) 714

11

611

24N + H C + Hea (c) 8

1801

919

10O n F e+ + -a

21.27 As variações de energia envolvidas nas reações quími-cas são muito pequenas para permitir-nos alterar as proprie-dades nucleares via processos químicos. Os núcleos que sãoformados em uma reação nuclear continuarão a emitir radioa-tividade independentemente de quaisquer variações quími-cas que realizemos. 21.29 24,0 mg de trítio permanecedepois de 12,3 anos, 3,0 mg após 49,2 anos 21.31 k = 0,0307ano–1

, t1/2 = 22,6 anos 21.33 k = 0,0249 dias–1, t = 53,9

dias 21.35 (a) 4,1 ´ 10–12

g de226

Ra decaem em 1,0 min,1,1 ´ 10

10partículas alfa emitidas (b) 4,9 mCi 21.37 k =

1,21 ´ 10–4 ano–1, t = 2,20 ´ 103 ano 21.39 k = 1,5 ´ 10–10 ano–1; arocha original com 66,2 mg de

238Uetem1,8 ´ 10

9anos. 21.41

Dm = 4,378 ´ 10–9

g 21.43 Dm = 0,200287 u, DE = 2,98912 ´ 10–11

J/núcleo de23Na necessários, 1,80009 ´ 10

13 J/mol de

23Na 21.45 (a) defeito de massa = 0,098940 u, energia de coe-

são/núcleon = 1,2305 ´ 10–12

J (b) defeito de massa = 0,340423u, energia de coesão/nucleon = 1,37312 ´ 10–12

J (c) defeito demassa = 1,234249 u, energia de coesão/núcleon = 1,344536 ´

10–12

J 21.47 (a) 1,71 ´ 105

kg/d (b) 2,1 ´ 108

g de235

U 21.49(a)

59Co; ele tem a mais alta energia de coesão por núcleon, e a

energia de coesão dá origem ao defeito de massa. 21.51 59Fe

é incorporado ao componente de dieta e fornecido como ali-mento aos coelhos. As amostras de sanguesão removidas dos

animais, os gló bulos vermelhos separados e a radioatividadeda amostra é medida. Se o ferronos compostos da dieta foi in-corporado à hemoglobina, as amostras de células do sanguedevem mostrar emissão beta. As amostras podem ser retira-das em vários momentos para determinar a velocidade de in-gestão de ferro, a velocidade de perda de ferro pelo sangue, eassimpordiante. 21.53 (a) Os tubos de controle controlamo flu-

xo de nêutrons de tal forma que exista bastante nêutrons parasustentar a reação em cadeia mas nem tantos que aqueçam ocerne. (b) Um moderador diminui a velocidade dos nêutrons detal forma que eles sejam mais facilmente capturados pelo nú-cleo sofrendo fissão. 21.55 (a) 40

1n (b) 3694Kr

21.57 É necessária uma temperatura extremamente alta parasuperar as repulsões de cargas eletrostáticas entre os núcleos,de forma que eles possam se encontrar para reagir. 21.59OH é um radical livre; elepode reagir com quasetodasas par-tículas (átomos, moléculas, íons) para adquirir um elétron etornar-se OH–. Isso freqüentemente começa uma cadeia rom-pedora de reações, cada uma produzindo um radical livre di-ferente. O íon hidróxido, OH

–, por outro lado, atrairá os

cátions ou lado positivo de uma molécula polar. As reações

ácido– base de OH–

geralmente são muito menos rompedoraspara o organismo do que a cadeia de reações redox iniciadaspelo radical × OH. 21.61 (a) 3,2 ´ 10

8desintegrações/s,

3,2 ´ 108Bq(b) 1,5 ´ 10

2mrad, 1,5 ´ 10

–3gy, (c) 1,5 ´ 10

3mrem,

1,5 ´10–2

Sv 21.63 82210Pb 21.65 Os radionuclídeos mais mas-

sivos terão as maiores razões nêutron/próton, portanto, elesirão decair por um processo que diminua essa razão, emissão

beta. Os nuclídeos menos massivos decairão através de umprocesso que aumente a razão nêutron/próton, emissão depositrônio ou captura de elétron do orbital. 21.68 1,3 ´ 10

6

partículas alfa/s; 3,5 ´ 10–5

Ci 21.70 3,7 ´ 104

desintegra-ções/s; 4,8 ´ 10

13núcleos de

90Sr ou 7,2 ´ 10

–9g de

90Sr 21.73

Se não existe diminuição da quantidade de iodo absorvidapelo vegetal, a atividade calculada após 32 dias é 11,1 conta-

gens/min. A atividade observada, 12 contagens/min, é narealidademais alta do que isso; podemos supor queos vegetaisnão absorvam iodo. 21.75 7

Be, 8,612 ´ 10–13 J/núcleon;

9Be,

1,035 ´ 10–12

J/núcleon;10Be: 1,042 ´ 10

–12 J/núcleon.As energias

de coesão/núcleon para9Be e para

10Be são muito similares; a

energia para o10Be é ligeiramente maisalta. 21.77 2 ´ 10

5g de

U/ano 21.79 7,55 ´ 1019

núcleos de36Cl, k = 7,3 ´ 10–14

s–1, 5,5

´ 106desintegrações/s 21.81 (a) 1,4 ´ 10

17partículas alfa (b)

P He = 0,28 torr

Capítulo 2222.1 Metais: (b) Sr, (c) Ce, (e) Rh; não-metais: (d) Se, (f) Kr; me-talóide: (a) Sb 22.3 (a) Cl (b) K (c) K na fase gasosa (energiade ionização mais baixa), Li em solução aquosa (valor de Eo

mais positivo) (d) Ne; Ne e Ar são difíceis de comparar por-que não formam compostos e seus raios não são medidos damesma maneira que para outros elementos. 22.5 (a) N é umátomo central muitopequenopara encaixar5 átomos deflúor,e ele não tem orbitais d disponíveis que possam ajudar a aco-modar mais de 8 elétrons. (b) Si não forma ligações p facil-mente, que são necessárias para satisfazer a regra do octetopara ambos os átomos na molécula. (c) As tem eletronegativi-dade mais baixa do que N; isto é, ele doa elétrons mais facil-mente para um receptor e é mais facilmente oxidado. 22.7(a) LiN3(s) + H2O(l) a HN3(aq) + LiOH(aq)(b) 2C3H7OH(l) + 9O2( g) a 6CO2( g) + 8H2O(l)(c) NiO(s) + C(s) a CO2( g) + Ni(s) ou




2NiO(s) + C(s) a CO2( g) + 2Ni(s)(d) AlP(s) + 3H2O(l) a PH3( g) + Al(OH)3(s)(e) Na2S(s) + 2HCl(aq) a H2S( g) + 2NaCl(aq)22.9 (a) 1

1H, prótio; 12H, deutério; 1

3H, trítio (b) em ordem de-

crescente de abundância natural: prótio > deutério > trí-tio 22.11 Como outros elementos do grupo 1A, o hidrogêniotem apenas um elétron de valência. Como outros elementos

do grupo 7A, o hidrogênio precisa de apenas um elétron paracompletar seu nível de valência.22.13 (a) Mg(s) + 2H

+(aq) a Mg

2+(aq) + H2( g)

(b) C(s) + H2O( g) a1 000. °C

CO( g) + H2( g)

(c) CH4( g) + H2O( g) a1 100. °C

CO( g) + 3H2( g)

22.15 (a) NaH(s) + H2O(l) a NaOH(aq) + H2( g)(b) Fe(s) + H2SO4(aq) a Fe

2+(aq) + H2( g) + SO4

2–(aq)(c) H2( g) + B r2( g) a 2HBr( g) (d) Na(l) + H2( g) a2NaH(s)

(e) PbO(s) + H2( g) aD

Pb(s) + H2O( g)

22.17 (a) Molecular (b) iônico (c) metálico 22.19 O xenôniotemenergia de ionização maisbaixado que o argônio;porque

os elétrons de valência não são tão fortemente atraídos pelonúcleo, são mais facilmente promovidos para um estado noqual o átomo pode formar ligações com o flúor. Xe é tambémmaiore pode acomodarmais facilmente umoctetode elétronsexpandido. 22.21 (a) BrO3

–, +5 (b) HI, –1 (c) BrF3, Br,+3; F,–1

(d) NaOCl, +1 (e) HClO4, +7 (f) XeF4 ,+ 4 22.23 (a) Cloreto depotássio (b) iodeto de cálcio (c) cloreto de alumínio (d) ácido

bromídrico (e) ácido paraperiódico (f) tetrafluoreto de xenô-nio 22.25 (a) As forças atrativas intermoleculares de VanderWaals aumentam com o aumento do número de elétrons nosátomos. (b) F2 reage com a água. F2( g) + H2O(l) a 2HF( g) +O2( g), isto é, o flúor também é um agente oxidante forte paraexistir em água. (c) HF tem ligações de hidrogênio extensas.(d) A força oxidante está relacionada à eletronegatividade. A

força oxidante e à eletronegatividade diminuem na ordemdada. 22.27 (a) Br2(l) + 2OH–(aq) a BrO–(aq) + Br–(aq) +H2O(l) (b) Cl2( g) + 3I

–(aq) a I3

–(aq) + 2Cl

–(aq) 22.29 (a)

Quadrático plano (b) pirâmide trigonal (c) octaédrico ao re-dor do iodo central (d) linear 22.31 (a) Como um agenteoxidante na fabricaçãodoaço; para clarear polpa e papel; emmaçaricos de oxiacetileno; na medicina para ajudar na respi-ração (b) síntese de medicamentos, lubrificantes e outroscompostos orgânicos onde as ligações Cx C são quebradas;no tratamento de água22.33 (a) CaO(s) + H2O(l) a Ca

2+(aq) + 2OH

–(aq)

(b) Al2O3(s) + 6H+(aq) a 2Al

3+(aq) + 3H2O(l)

(c) Na2O2(s) + 2H2O(l) a 2Na+(aq) + 2OH

–(aq) + H2O2(aq)

(d) N2O3( g) + H2O(l) a 2HNO2(aq)

(e) 2KO2(s) + 2H2O(l) a2K+(aq) + 2OH

–(aq) + O2( g) + H2O2(aq)

(f) NO( g) + O3( g) a NO2( g) + O2( g) 22.35 (a) Neutro(b) ácido(c) básico (d)anfótero 22.37 (a)SeO3,+6(b)Na2S2O3,+2 (c) SF4, +4 (d) H2S, –2 (e) H2SO3, +422.39 (a) 2Fe

3+(aq) + H2S(aq) a 2Fe

2+(aq) + S(s) + 2H

+(aq)

(b) Br2(l) + H2S(aq) a 2Br–(aq) + S(s) + 2H+(aq)

(c) 2MnO4

–(aq) + 6H

+(aq) + 5H2S(aq) a

2Mn2+

(aq) + 5S(s) + 8H2O(l)(d) 2NO3

–(aq) + H2S(aq) + 2H+(aq) a

2NO2(aq) + S(s) + 2H2O(l)

22.41

22.43 (a) SO2(s) + H2O(l) a H2SO3(aq) d H+(aq) +

HSO3

–(aq)(b) ZnS(s) + 2HCl(aq) a ZnCl2(aq) + H2S( g)(c) 8SO3

2–(aq) + S8(s) a 8S2O3

2–(aq)

(d) SO3(aq) + H2SO4(l) a H2S2O7(l) 22.45 (a) NaNO2, +3(b) NH3, –3(c)N2O,+1 (d) NaCN, –3(e)HNO3,+5(f)NO2, +422.47

A geometria em torno do nitrogênio é trigonal plana,masnãoé necessário que o átomo de hidrogênio localize-se nesse pla-no. A terceira forma de ressonância tem contribuição muitomenor para a estrutura do que as duas primeiras.

A molécula é linear. De novo, a terceira forma de ressonânciatem contribuição menor para a estrutura por causa das altascargas formais envolvidas.

A molécula é angular (não linear).2.49 (a) Mg3N2(s) + 6H2O(l) a 3Mg(OH)2(s) + 2NH3(aq)(b) 2NO( g) + O2( g) a 2NO2( g)(c) N2O5( g) + H2O(l) a 2H

+(aq) + 2NO3

–(aq)

(d) NH3(aq) + H+(aq) a NH4

+(aq)

(e) N2H4(l) + O2( g) a N2( g) + 2H2O( g)22.51 (a) 2NO3

–(aq) + 12H

+(aq) a N2( g) + 8H

+(aq) + 6e

–,

Ered Vº ,= +1 25 (b) 2NH4

+(aq) a N2( g) + 8H

+(aq) + 6e–,

Ered Vº ,= 0 27 22.53 (a) H3PO4, +5 (b) H3AsO3, +3 (c) Sb2S3, +3

(d)Ca(H2PO4)2,+5(e)K3P, –3 22.55 (a)Ofósforo é um átomomaior do que o nitrogênio, e P tem orbitais 3d energetica-mente disponíveis, queparticipamna ligação,mas o nitrogê-nio não tem. (b) Apenas um dos três hidrogênios em H3PO2

está ligado ao oxigênio. Os outros dois estão ligados direta-mente ao fósforo e não são facilmente ionizáveis. (c) PH3 éuma base mais fraca do que H2O, logo qualquer tentativa deadicionar H

+a PH3 na presençadeH2O provoca a protonação

de H2O. (d) Por causa dos ângulos de ligação extremamentetencionados nas moléculas de P4, o fósforo branco é altamen-te reativo. 22.57 (a)2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) a P4( g)+ 6CaSiO3(l) + 10CO2( g)


Se2(a)

Pirâmide trigonal

O O

OAngular (rotação livre emtorno da ligação S — S)

Cl(b) ClS S

O

Cl

H

S(c)

Tetraédrica(em torno de S)

O

O

H

HN

(a)

Tetraédrica

H H

O

N(b) O O H NO O H

O

NO O H

O

(c) N N N NNO O N O

(d) N N OO O O



(b) 3H2O(l) + PCl3(l) a H3PO3(aq) + 3H+(aq) + 3Cl–(aq)

(c) 6Cl2( g) + P4(s) a 4PCl3(l) 22.59 (a) HCN (b) SiC (c)CaCO3 (d) CaC2

22.61

22.63 (a) ZnCO3(s) aD

ZnO(s) + CO2( g)

(b) BaC2(s) + 2H2O(l) a Ba2+

(aq) + 2OH–(aq) + C2H2( g)(c) C2H4( g) + 3O2( g) a 2CO2( g) + 2H2O( g)(d) 2CH3OH(l) + 3O2( g) a 2CO2( g) + 4H2O( g)(e) NaCN(s) + H

+(aq) a Na

+(aq) + HCN( g)

22.65 (a) 2CH4( g) + 2NH3( g) + 3 O2( g) acat

800 C°2HCN( g)

+ 6H2O( g)

(b) NaHCO3(s) + H+(aq) a CO2( g) + H2O(l) + Na+(aq)(c) 2BaCO3(s) + O2( g) + 2SO2( g) a 2BaSO4(s) + 2CO2( g)22.67 (a) H3BO3, +3 (b) SiBr4, +4 (c) PbCl2, +2 ou PbCl4, +4 (d)Na2B4O7 × 10H2O,+3(e)B2O3, +3 22.69 (a) Carbono (b) chum-

bo (c) silício 22.71 (a) SiO4

4– (b) SiO3

2– (c) SiO3

2– 22.73 (a) Odiborano tem átomos de hidrogênio em ponte unindo doisátomos deB. A estrutura doetanotemátomosde C ligados di-retamente, sem átomos em ponte. (b) B2H6 é uma molécula de-ficiente em elétrons. Os 6 pares de elétrons de valência estãotodos envolvidos nas ligações sigma B—H, logo a única ma-neira de satisfazer a regra do octeto no B é tendo átomos de Hem ponte como mostrado na Figura 22.55. (c) O termo hí dricoindicaque os átomos de H emB2H6 têm mais doque a quanti-dade normal de densidade eletrônica para um átomo de H li-

gado covalentemente. 22.76 (a) 88,2g de H2 (b) 980 L 22.79SiH4, CO, Mg 22.81 (a) SO3 (b) Cl2O5 (c) N2O3 (d) CO2 (e)P2O5 22.84 (a) PO4

3–, +5; NO3

–, +5 (b) A estrutura de Lewispara NO4

3–seria

A carga formalem N é +1e emcada átomode O é –1. Os qua-tro átomos eletronegativos de oxigênioretiram densidadeele-trônica, deixando o nitrogênio deficiente. Como N pode

formarum máximo de quatro ligações,elenão pode formarli-gação p com um ou mais átomos de O para ganhar de voltadensidade eletrônica, como o átomo de P em PO4

3– faz. A dis-tância curta N—O também levaria a um tetraedro compactode átomos de O sujeito à repulsão estérica.22.87 GeO2(s) + C(s) a Ge(l) + CO2( g)Ge(l) + 2Cl2( g) a GeCl4(l)GeCl4(l) + 2H2O(l) a GeO2(s) + 4HCl( g)GeO2(s) + 2H2( g) a Ge(s) + 2H2O(l)

22.91 P = 0,174 atm 22.93 (a) D H comb = –285,83 kJ/mol de H2,

–890,4 kJ/mol de CH4 (b) D H comb = –141,79 kJ/g de H2, –55,50

kJ/g de CH4 (c) D H comb = –1,276 ´ 104

kJ/m3

de H2, 3,975 ´ 104

kJ/m3de CH4 22.96 SO2( g) + 2H2S(s) a 3S(s) + H2O ou

8SO2( g) + 16H2S( g) a 3S8(s) + 16H2O( g)(b) 2,0 ´ 10

3mol = 5,01 ´ 10

4LdeH2S( g)(c)9,5 ´ 10

4gdeSpor

tonelada de carvão queimado. 22.98 E(H—O) = 463 kJ,E(H—S) = 367 kJ, E(H—Se) = 316 kJ, E(H—Te) = 266 kJ. Aenergia de ligação H—X diminui regularmente na série, pro-vavelmente devido ao aumento do tamanho do orbital de Xcom o qual o orbital 1s do hidrogênio deve se super-

por. 22.101 12 toneladas de N2O4

Capítulo 2323.1 Ferro:hematita, Fe2O3; magnetita, Fe3O4. Alumínio:bauxi-ta, Al2O3 × xH2O. Nos minérios, o ferroestá presente como íon3+ ou tanto como íons 2+ quanto íons 3+ como na magnetita.O alumínio está sempre presente no estado de oxidação+3. 23.3 Um minério consiste em uma pequena quantidadede material que queremos (calcopirita, CuFeS2) e uma grandequantidade de outros lixos (ganga).

23.5 (a) 2PbS(s) + 3O2(s) aD

2PbO(s) + 2CO2( g)

(b) PbCO3(s) aD

PbO(s) + CO2( g)

(c) WO3(s) + 3H2( g) aD

W(s) + 3H2O( g)

(d) ZnO(s) + CO( g) aD

Zn(l) + CO2( g)

23.7 (a) SO3( g) (b) CO( g) fornece um ambiente redutor paratransformar Pb

2+em Pb.

(c) PbSO4(s) a PbO(s) + SO3( g); PbO(s) + CO( g) aPb(s) + CO2( g)23.9 FeO(s) + H2( g) a Fe(s) + H2O( g);FeO(s) + CO( g) a Fe(s) + CO2( g);Fe2O3(s) + 3H2( g) a 2Fe(s) + 3H2O( g);Fe2O3(s) + 3CO( g) a 2Fe(s) + 3CO2( g) 23.11 (a) O ar fun-ciona principalmente para oxidar o coque a CO; essa reaçãoexotérmica também fornece calor para o forno: 2C(s) + O2( g)a 2CO( g), D H = –221 kJ. (b) O calcário, CaCO3, é a fonte de

óxido básico para a formação da escória:CaCO3(s) aD

CaO(s)

+ CO2( g); CaO(l) + SiO2(l) a CaSiO3(l). (c) O coque é o com- bustível parao alto-fornoe a fonte deCO, o principalagente re-dutor no forno. 2C(s) + O2( g) a 2CO( g); 4CO( g) + Fe3O4(s)a 4CO2( g) + 3Fe(l) (d) A água age como fonte de

hidrogênio e como meio de controlar a temperatura. C(s) +H2O( g) a CO( g) + H2( g), D H =+131kJ 23.13 (a)O proces-so de Bayer é necessário para separar os sólidos que contêmferro da bauxita antes da eletrorredução. (b) Uma vez que eleé anfótero, Al

3+reage com excesso de OH

–para formar o íon

complexo Al(OH)4

–, enquanto os sólidos de Fe

3+não podem

reagir. Isso permite a separação dos sólidos indesejáveis deferro pela filtração. 23.15 Para purificar eletroquimicamenteo cobalto bruto,usa-se umacélulade eletrólise naqual o metal

bruto é o anodo, uma fina folha de cobalto puro é o catodoe o

eletrólito é uma solução aquosa de um sal de cobalto solúvelcomo CoSO4 × 7H2O. A redução da água não ocorre por causade efeitos cinéticos. Reação do anodo:Co(s) a Co

2+(aq) + 2e–; reação do catodo:

Co2+

(aq)+2e– a Co(s). 23.17 O sódio é metálico; cadaáto-

mo está ligado a muitos outros. Quando a rede metálica é dis-torcida, muitas ligações permanecem intactas. Em NaCl asforças iônicas são fortes, e os íons estão arranjados em redesmuito regulares. As forças iônicas tendem a ser quebradas aolongo de determinados planos de clivagem no sólido, e asubstância não suporta muita distorção antes de que-

brar. 23.19 Nomodelo demar de elétrons, os elétrons movi-mentam-se na rede metálica, enquanto os átomos de pratapermanecem mais ou menos fixos na posição.Sob a influência


C N(a) (b) C O C C(c)

2

S C S(d) O C(e) O

C

2(f)

uma das trêsestruturas deressonânciaequivalentes

O

O O

O

N

3

O O

O



de um potencial aplicado, os elétrons estão livres para movi-mentar-se por toda a estrutura, dando origem à condutivida-de térmica e elétrica. 23.21 A variação nasdensidades indicadistâncias de ligação metal–metal mais curtas passando-se daesquerdapara a direita na série. Pareceque a extensãodaliga-ção metal–metal aumenta na série e que todos os elétrons devalência nesses elementos estão envolvidos na ligação metáli-

ca. 23.23 Deacordo com a teoriade banda,um isolante temas bandas de energia que estão completamente preenchidas oucompletamente vazias, com uma distância de energia grandeentre as bandas cheias e vazias. Um condutor tem bandas deenergia parcialmente preenchidas. Um semicondutor tem ban-da de energia preenchida ou parcialmentepreenchida separa-da por umapequena distância de energia de uma banda vaziaou quase vazia. 23.25 O estanho branco tem caráter maismetálico; ele tem uma alta condutividade e uma distância deligação Sn—Sn mais longa (3,02 Å) do que o estanho cinza(2,81 Å) 23.27 Uma liga contém átomos de mais de um ele-mento e tem as propriedades de um metal. Em uma liga de so-lução os componentes estão aleatoriamente dispersos. Emuma liga heterogênea os componentes não estão uniformemen-

te dispersos e podem ser distinguidos no nível macroscópico.Em um composto intermetálico os componentes interagirampara formar uma substância composta, como Cu3As. 23.29Átomos isolados: (b), (c) e (f); metal como um todo: (a), (d) e(e) 23.31 A contração de lantaní deo é o nome dado à diminui-ção no tamanho atômico devidoao aumento da carga nuclearefetiva à medida que caminhamos pelos lantanídeos (elemen-tos 57 a 70) e além deles. A contração de lantanídeo afeta aspropriedades relativas ao tamanho como energia de ioniza-ção, afinidade eletrônica e densidade. 23.33 (a) ScF3 (b) CoF3

(c)ZnF2 23.35 O cromo [Ar]4s13d5

tem6elétrons de valência,alguns ou todos dos quais estão envolvidos na ligação, levan-doa estados deoxidação múltiplos.Al, [Ne]3s23 p1, temapenas3 elétrons de valência, que são todos perdidos ou comparti-

lhados durante a ligação, produzindo exclusivamente o esta-do de oxidação +3. 23.37 (a) Cr

3+, [Ar]3d

3(b) Au

3+, [Xe]4 f

145d

8

(c) Ru2+

, [Kr]4d6

(d) Cu+, [Ar]3d10 (e) Mn

4+, [Ar]3d

3(f) Ir

+

[Xe]6s14 f

145d7 23.39 Ti

2+ 23.41 Fe2+ é um agenteredutor queé

facilmente oxidado a Fe3+

na presença de O2 do ar. 23.43 (a)Fe(s) + 2HCl(aq) a FeCl2(aq) + H2( g) (b) Fe(s) + 4HNO3( g)a Fe(NO3)3 (aq)+NO( g)+2H2O(l) 23.45 Oselétrons de-

semparelhados em um material paramagnético faz com queeleseja fracamente atraído em um campo magnético.Um ma-terial diamagnético, onde todos os elétrons estão emparelha-dos, é muito fracamente repelido por um campo magné-tico. 23.47 PbS(s) + O2( g) a Pb(l) + SO2( g). SO2( g) é umproduto de ustulação de minérios de sulfeto. Em um ambien-te rico em oxigênio, SO2( g) é oxidado a SO3( g), que se dissolve

em H2O(l) para formarácidosulfúrico, H2SO4(aq).Umafá bricade ácido sulfúrico próxima a uma usina de ustulação fornece-

ria uma maneiraparadispor doperigosoSO2( g) que tambémge-raria lucro. 23.49 CO( g): Pb(s); H2( g): Fe(s); Zn(s): Au(s) 23.52Como tanto o selênio quanto o telúrio são não-metais, espera-mos que eles sejam mais difíceis de oxidar. Tanto Se quanto Tesão prováveis de se acumular como elementos livres na entãochamada lama de anodo, junto com os metais nobres que nãosão oxidados. 23.55 (a) Os compostos intermetálicos têm es-tequiometria e propriedades definidas, enquanto as ligassubstitucionais têm faixa de composições. Ambos são ligas desolução. (b) Uma substância paramagnética tem elétrons de-semparelhados e é atraída em um campo magnético. (c) Osisolantes têm banda devalência preenchida, com uma grande

diferença de energia entre a banda de valência e a banda decondução. Os semicondutores têm banda de valência preen-chida mas uma diferença menor entre as bandas, de formaque alguns elétrons podem mover-se para a banda de condu-ção.(d) Naconduçãometálica, os átomos metálicos estãoesta-cionários enquanto alguns elétrons de valência atuam comotransportadores de cargas. Na condução eletrolítica os íons

móveis transportam carga atravésdolíquido. 23.57 Eo

se tor-nará maisnegativo à medidaque a estabilidade(o valor de K

f )

do complexoaumentar. 23.60 Emumsólidoferromagnéticoos spins de todos os elétrons desemparelhados estão parale-los. À medidaque a temperaturado sólidoaumenta, a energiacinética aumentada dos átomos supera a força que alinha osspins dos elétrons. As substâncias tornam-se paramagnéticas;ela ainda tem elétrons desemparelhados, mas seus spinsnão estão mais alinhados. 22.63 (a) 2NiS(s) + 3O2( g) a2NiO( )s + 2SO2( g)(b) 2C(s) + O2( g) a 2CO( g);C(s) + H2O( g) a CO( g) + H2( g);NiO(s) + CO( g) a Ni(s) + CO2( g);NiO(s) + H2( g) a Ni(s) + H2O( g)

(c) Ni(s) + 2HCl(aq) a NiCl2(aq) + H2( g)(d) NiCl2(aq) + 2NaOH(aq) a Ni(OH)2(s) + 2NaCl(aq)(e) Ni(OH)2(s) a NiO(s) + H2O( g)23.65 2,63 ´ 10

6kg ou2,90 ´ 10

3toneladas 23.68 7,3 ´ 10

2g de

Ni2+

(aq) 23.70 Nas condições do conversor, H+

necessáriopara a oxidaçãodeFenoarnãoestá presente. (b) Os produtosdessas reações são CO2( g),SO2( g), P2O5(l), SiO2 e MxOy(l).CO2 eSO2 escapam como gases. P2O5(l) reage com CaO(l) para for-mar Ca3(PO4)2(l), que é removido com a camada de escória bá-sica. SiO2 e os óxidos metálicos podem combinar-se paraformar outros silicatos; todos são removidos com a camadadeescória básica. 23.73 (a) O potencial padrão de redução paraH2O(l) é muito maior do que o de Mg

2+(aq) (– 0,83 V versus

–2,37 V). Em soluções aquosas H2O(l) seria preferencialmente

reduzida e nenhum Mg(s) seria obtido. (b) 1,0 ´ 103

kg deMg 23.76 (a) K

eq = 6 ´ 10–9

(b) O equilí brio constante é muitomenor que um; o processo não é prático. (c) K

eq= 2 ´ 10

11.

Uma vez que Keq >> 1 para esse processo, ele é potencialmente

útil. Entretanto, a ordem de grandeza de Keq

não nos diz nadasobre a velocidade da reação. Poderia ser necessáriocalor, umcatalisador ou ambos poderiam ser úteis.

Capítulo 2424.1 (a)Um complexo metálico consisteum íonmetálico ligado aum número de moléculasou íons vizinhos. O número de liga-ções formado pelo íon metálico central é o número de coordena-ção. As moléculas ou íons circundantes são os ligantes. (b) Osíons metálicos, por virtude de suas cargas positivas e orbitais

d, s e p, agem como receptores de par de elétrons ou ácidos deLewis. Os ligantes, que têm no mínimo um par de elétronsnão compartilhados,agemcomodoadores de parde elétronsou ácidos de Lewis. 24.3 (a) +2 (b) 6 (c) 2 mols de AgBr(s)precipitará por mol de complexo. 24.5 (a) Número de coor-denação = 4, número de oxidação = +2 (b) 5, +4 (c) 6, +3 (d) 5,+2 (e) 6, +3 (f) 4, +2 24.7 (a) 4Cl

–(b) 4Cl

–, 1O

2–(c) 4N, 2Cl

–(d)

5C (e) 6O (f) 4N 24.9 (a) Um ligante monodentado liga-se aum metal por um átomo, um ligante bidentado liga-se pormeio de dois átomos. (b) Três ligantes bidentados preenchema esferade coordenação de um complexo hexacoordenado. (c)Um ligante tridentado tem no mínimo três átomos com pa-res de elétrons não compartilhados na orientação corretapara se ligar simultaneamente a um ou mais íons metálicos.




24.11 (a)A orto-fenantrolina,o-phen, é bidentada (b) o oxalato,C2O4

2–, é bidentado (c) a etilenodiaminatetracetato, EDTA, é

hexadentada (d) a etilenodiamina, en, é bidentada 24.13 (b)

O aumento na entropia, +DS, associado à substituição de doisou mais ligantes monodentados por um ligante quelante ge-ralmente dá origem ao efeito quelato. As reaçõesquímicas com

+DS tendem a ser espontâneas, têm DG negativo e valores

positivos grandes de Keq. 24.15 (a) [Cr(NH3)6](NO3)3 (b)[Co(NH3)4CO3]2SO4 (c) [Pt(en)2Cl2]Br2 (d) K[V(H2O)2Br4] (e)[Zn(en)2][HgI4] 24.17 (a) Cloreto de tetramindiclororó-dio(III) (b) hexaclorotitanato(IV) de potássio (c) tetracloroxo-molibdênio(VI) (d) brometo de tetraqua(oxalato) platina(IV)

24.19

(b) [Pd(NH3)2(ONO)2], [Pd(NH3)2(NO2)2]

(c)

(d) [Co(NH3)4Br2]Cl, [Co(NH3)4BrCl]Br 24.21 Sim. Nenhumisômero estrutural ou estereoisômero é possível para umcomplexo tetraédrico do tipo MA2B2. O complexo deve serquadrático plano com isômeros geométricos cis e trans. 24.23No isômero trans o ângulo de ligação Cl—Co—NH3 é 180

o; no

isômero cis esse ângulo de ligação é 90oC.Oisômero cis é qui-

ral. 24.25 (a) Um isômero (b) Isômeros trans e cis com ângu-los Cl—Ir—Cl de 180

oe 90

o, respectivamente (c) isômeros

trans e cis com ângulos Cl—Fe—Cl de 180o

e 90o, respectiva-

mente. O isômero cis é oticamente ativo. 24.27 (a) A luz visí-vel tem comprimentos de onda entre 400 e 700 nm. (b) Ascores complementares são opostas entre si na paleta de cores deartista. (c) Um complexo metálico colorido absorve a luz visí-vel de sua cor complementar. 24.29 De azul para viole-ta-azulado 24.31 A maioria das atrações entre um íon metáli-co e um ligante é eletrostática. Se a interação é íon–íon ouíon–dipolo, o ligante é fortemente atraído para o centro metáli-co e pode ser modelado como uma carga pontual negativa.24.33 (a)

(b) A ordem de grandeza de D e a energia da transição d –d

para um complexo d1 são iguais. (c) A série espectroquímica éuma seqüência de ligantes de acordo com suas habilidades

em aumentar a diferença de energia D. 24.35 A cor amareladeve-se à absorção deluzem torno de400a 430 nm, a cor azulabsorve em torno de 620 nm. O comprimento de onda maiscurto corresponde a uma transição eletrônica de mais alta

energia e um valor maior deD. O cianeto é um ligante de cam-po forte, e espera-se que seus complexos tenham maiores va-

lores de D do que os complexos com a água. 24.37 (a) Ru3+

, d5

(b) Cu2+

, d9(c) Co

37, d6

(d) Mo5+

, d1(e) Re

3+, d4 24.39 (a)

[Ar]4s23d

5, [Ar]3d

4, 2 elétrons desemparelhados (b) [Kr]5s

14d

7,

[Kr]4d5, 1 e létron desemparelhado (c) [Kr]5s

14d

8, [Kr]4d

6, 0 e lé-

tron desemparelhado 24.41 Todos os complexos nesteexercício são octaédricos hexacoordenados.

24.43

24.45 (a) [Ni(en)2Cl2] (b) K2[Ni(CN)4] (c) [CoF6]3–, spin alto;

[Co(NH3)6]3+

, spin baixo (d) tiocianato, SCN–

ou NCS–

(e)[Co(en)2Cl2]Cl (f) [Co(en)3]Cl3

24.48

24.51 (a) Em um complexo quadrático plano, se um par de li-gantes está em trans, os dois sítios de coordenação restantestambémestão em trans entre si.O ligante bidentadoetilenodia-mina é muitopequeno para ocupardois sítios de coordenaçãoem trans, logo não se conhece o isômero trans de [Pt(en)Cl2].(b) A exigência estérica mínima para um ligante bidentadotrans é uma cadeia de comprimento médio entre os dois áto-mos coordenantes que irão ocupar as posições trans. Um li-gante polidentado como o EDTA é muito mais provável deocupar as posições trans porque ele tranca o íon metálico nolugar com sítios de coordenação múltiplos e protege o íon me-tálico de ligantes competidores presentes em solução.24.54 (a) AgCl(s) + 2NH3(aq) a [Ag(NH3)2]

+(aq) + Cl

–(aq)

(b) [Cr(en)2Cl2]Cl2]Cl(aq)+2H2O(l) a [Cr(en)2(H2O)2]3+

(aq) +

3Cl–(aq); 3Ag+

(aq) + 3Cl–(aq) a 3AgCl(s)(c)Zn(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) a Zn(OH)2(s)+2NaNO3(aq);Zn(OH)2(s) + 2NaOH(aq) a Zn(OH)4]

2–(aq) + 2Na

+(aq)

(d) Co2+

(aq)+4Cl–(aq) a [CoCl4]

2–(aq) 24.57 (a) Sapatoes-

querdo (b)hélicedemadeira (c) umtacodegolfe normal 24.60[Co(NH3)6]

3+, amarelo; [Co(H2O)6]

2+, rosa; [CoCl4]

2–, azul 24.63(a) [FeF6]

4–. F– é um ligante de campo fraco que impõe menor D

e l mais longo para o íon complexo. (b) [V(H2O)6]2+

. V2+

temcargamais baixa, logo a interação com o ligante produzirá um

campo maisfraco, menor D e um comprimento de onda absor-vido mais longo. (c) [CoCl4]

2–. Cl– é um ligante de campo fraco

que impõe menor D e l mais longo para o íon complexo.


H3N

ONO

NH3

ONO

Pd(a)

cis trans

H3N

NH3

ONO

ONO

Pd

N N

ClN

N

V

Cl

V

N N

NCl

N

Cl

dxy, dxz, d yz

dx2 y2, dz2

(a)

d4, spin alto

(b)

d5, spin alto

(c)

d6, spin baixo

(d)

d5, spin baixo

(e)

d3 d8

(f)

2(a)

Octaédrico

H2O NH3

NH3H2O

NH3

Co

NH3

2(b)

Octaédrico

Cl

Cl

Cl

Cl

H2O

Ru

Cl

(c)

Octaédrico

O

O

O

O

H2O

H2O

Co

(d)

Octaédrico

Cl

Cl

N

N

N

N

Ru

spin alto



24.66

(b) o dicarboniltetracianoferrato(II) de sódio (c) +2, 6 elétronsd (d) Esperamos que o complexo seja de spin baixo. O cianeto(e o carbonil) são altos nasérie espectroquímica, o que signifi-

ca que o complexo terá grande desdobramento D, característi-co de complexos de spin baixo. 24.71 (a) Co está no mesmoestado de oxidação +3 em ambos os complexos. (b) Os íonsqueformam precipitado com AgNO3(aq)eBaCl2(aq)estão foradaesferade coordenação. O composto A violeta-escuro formaum precipitado com BaCl2(aq)masnão forma com AgNO3(aq),deformaqueele tem SO4

2–fora da esfera de coordenação e B r

–

coordenado, [Co(NH3)5Br]SO4. O composto B violeta averme-lhado forma um precipitado com AgNO3(aq) mas não formacomBaCl2(aq), logo ele tem Br

–fora da esferade coordenação e

SO42– coordenado, [Co(NH3)5SO4]Br. (c) Os compostos A e B

são isômeros de esfera de coordenação. (d) Os compostos A eB são ambos eletrólitos fortes. 24.74 K4[Mn(ox)2Br2] 24.7647,3 mg de Mg

2+/L, 53,4 mg de Ca

2+/L

Capítulo 2525.1 Os átomos de carbono tanto com 2 quanto com 3 átomosde hidrogênio têm arranjos tetraédricos, ângulos de ligaçãode 109

oe hibridização sp

3. O átomo de carbono com um hidro-

gênio tem arranjo trigonal plano, ângulos de ligação de 120oe

hibridização sp2. 25.3 Carbono, hidrogênio, oxigênio, nitro-

gênio, enxofre e fósforo. O oxigênio e o nitrogênio são maiseletronegativos do que o carbono; o enxofre tem a mesma ele-tronegatividade queo carbono. 25.5 (a) Um hidrocarboneto de

cadeia linear tem todos os átomos de carbono conectados emcadeia contínua. Um hidrocarboneto de cadeia ramificada tem ra-mificação;nomínimo um átomo de carbono está ligado a trêsou mais átomos de carbono. (b) Um alcano é uma moléculacompleta composta de carbono e hidrogênio na qual todas as

ligações são ligações s. Um grupo alquil é um substituinte for-mado pela remoção de um átomo de hidrogênio de um alca-no. 25.7 (a) C5H12 (b) C5H10 (c) C5H10 (d) C5H8; saturado: (a),(b); insaturado: (c), (d) 25.9 CnH2n – 2

25.11

25.13 (c) e (d) são a mesma molécula. 25.15 (a) 109o

(b) 120o

(c) 180o 25.17 (a) 2-metilexano (b) 4-etil-2,4-dimetilnonano

25.19 2,3-dimetileptano (b) cis-6-metil-3-octeno (c) para-dibro-mobenzeno (d) 4,4-dimetil-1-hexino (e) metilciclobutano 25.21O isomerismo geométrico nos alcenos é o resultado da rotaçãorestrita em torno da ligação dupla. Nos alcanos os sítios de li-gação são intercambiáveis pela rotação livre em torno das li-gações simples. Nos alcinos existe apenas um sítio de ligaçãoadicional em um carbono ligadotriplamente, logo não resultaem isomerismo.

25.23 (a) Não

(c) não (d) não 25.25 65 25.27 (a) Uma reação de adição é aadição de algum reagente a dois átomos que formam uma li-gação múltipla. Em uma reação de substituição um átomo ougrupo de átomos substitui outro átomo. Os alcenos normal-mente sofrem adição, enquanto os hidrocarbonetos aromáti-cos geralmente sofrem substituição.

(b)

(c)

25.29 (a) Os ângulos C—C—C de 60o

no anel ciclopropanoprovoca a tensão que fornece a força diretora para as reaçõesque resultamna abertura do anel. Não existe tensão compará-

vel nos anéis de cinco e seis membros.(b) C2H4( g) + HBr( g) a CH3CH2Br(l);

C6H6(l) + CH3CH2Br(l) aAlCl 3

C6H5CH2CH3(l) + HBr( g)

25.31 O intermediário é um carbocátion. Um dos átomos de C

anteriormente envolvido na ligação p está agora ligado a umsegundo átomo de H do haleto de hidrogênio. O outro átomo

de C anteriormente envolvido na ligação p carrega umacargapositivae forma apenastrêsligaçõessigma,duas a átomos ad-

jacentes de C e uma a H. 25.33 D H comb/mol de CH2 para o ci-clopropano = 693,3 kJ, para o ciclopentano = 663,4 kJ. O

D H comb/grupo CH2 para o ciclopropano é maior porque C3H6

contém um anel tencionado. Quando a combustão ocorre, a


2(a)

NC CN

CNNC

CO

O

Fe

C

CH3 CH2 CH2 CH2CH

1-penteno

3-metil-1-buteno

CH3 CH2 CH CH3CH

2-penteno

CH2 CH CH CH3

CH3

2-metil-1-buteno

CH2 C CH2 CH3

CH3

2-metil-2-buteno

CH3 C CH CH3

CH3

CH3 CHCH2 CH2CH2 CH3

CH3

(c)

CH3 CHCH2 CH2CH2 CH2 CH3

CH2

C

CH3

CH3

CH3

(d)

CH3

(e)C

C

C

C

C

CCH3

CH2

CH

CH2

CH2

CH2

CHH

H

H

H

H

H

H

H

H

HH

C(b)

ClH2C CH3

H

C

Cl

C

ClH2C

CH3H

C

Cl

C CCH3

CH3CH3

CH3 C CCH3

CH3CH3

CH3 Br2

Br Br

H H

H H

Cl

Cl

H H

H Cl

Cl

Cl

HClFeCl3

Cl2



tensão liberada e energia estocada são liberadas. 25.35 (a)ketone (b) ácido carboxílico (c) álcool (d) éster (e) amido (f)amina25.37 (a) Propionaldeído (ou propanal):

(b) Éter dimetílico:

25.39 (a) Ácido metanóico (b) ácido butanóico (c) ácido 3-me-tilpentanóico

25.41

25.43

25.45 (b) HOCH2CH2OH

(e) CH3CH2OCH2CH3

25.47

Sim,a moléculatem isômeros óticos.O átomo de carbono qui-ral está ligado aos grupos cloro, metil, etil e propil. 25.49 (a)

Um aminoácido a contém função NH2 no carbono adjacente àfunção ácidocarboxílico. (b)Na formação daproteína, os ami-noácidos sofrem reação de condensação entre um grupo ami-node uma moléculae o grupo ácidocarboxílico de outra paraformar a ligação de amida. 25.51 Dois peptídeos são possí-veis: H2NCH2CONHCH(CH(CH3)2)COOH (glicilvalina) eH2NCH(CH(CH3)2CONHCH2COOH (valilglicina).

25.53

(b)Oito:Ser—Ser—Ser; Ser—Ser—Phe; Ser—Phe—Ser; Phe—Ser—Ser; Ser—Phe—Phe; Phe—Ser—Phe; Phe—Phe—Ser;Phe—Phe—Phe 25.55 A estrutura primária de uma proteínarefere-se à seqüência de aminoácidos na cadeia. A estrutura se-cundária é a configuração (helicoidal,dobrada, aberta) de umacadeia protéica. A estrutura terciária é a forma como um tododa proteína determinada pela maneira que os segmentos sedobram juntos 25.57 (a) Os carboidratos, ou açúcares, sãopolidroxialdeídos ou cetonas compostosde carbono,hidrogê-nio e oxigênio. Eles são derivados basicamente dos vegetais esão a principal fonte de alimentos para os animais. (b) Ummonossacarídio é uma molécula de açúcar simples que nãopode ser decomposta em moléculas de açúcar menores porhidrólise. (c) Um dissacarídio é um carboidrato composto deduas unidades de açúcar simples. A hidrólise quebra o dissa-carídio em dois monossacarídios. 22.59 (a) Na forma linearda galactose, o carbono aldeídico é C1. Os átomos de carbono2 ,3 ,4e5são quirais porque cada um deles carrega quatro gru-

pos diferentes. (b) Tanto a forma b (mostrada aqui) quanto a

forma a (o OH no carbono 1 está no mesmo lado do anel queOH no carbono 2) são possíveis.

25.61 A fórmula mínima do glicogênio é C6H10O5. A forma em

anel de seis membros da glicose é a unidade que forma a basedo glicogênio. As unidades de glicose monoméricas são uni-

das por ligações a. 25.63 Um nucleotídeo consiste em umcomposto aromático contendo nitrogênio, um açúcar na for-ma de anel de furanose (cinco membros) e um grupo ácidofosfórico. A estrutura do monofosfato deoxicitidina é


C C

H

H

H H

OH

CH

C O

H

H

H

H

CH

H

H

C H

(a)

Benzoato de etila

CH3CH2O C

O

N-metiletanoamida ouN-metilacetamida

(b) CH3N CCH3

OH

fenilacetato

(c) O CCH3

O

CH3CH2C(a)

OO

OOCH3CH2C CH3

NaOH

Na CH3OH

(b)

OH

CH3C

OO

OOCH3C

NaOH Na

CH3CH2CHCH3(a)

OH

(c)

O

OCH3CH

O

CH3CH2CCH2CH3(d)

H

H

CH(a) H

H

H

C

CH3

H

C*

Br

Cl

C*

H

H

C * átomos de C quirais

H

H

CH(b)

H

H

C

H

H

C

Cl

CH3

C* * átomos de C quirais

H

H

C H

H

H

C

H2N C

H

N

H

C

O

OHC

O

CH3

C

H

N

H

C

O

C

H

(CH2)2 (CH2)4NH2

COOH

CH2OH

C

C

HOH

H

H

H

CH

OHGalactose

H

OHO

C2

C3

4

5

1



25.65 C4H7O3CH2OH + HPO4

2– aC4H7O3CH2 — O — PO3

2–+ H2O

25.67 Na estruturahelicoidal para o DNA, as fitas dos polinu-cleotídeos são mantidos unidos por interações de ligação dehidrogênio entre pares específicos de bases. A adenina e a ti-mina são um par de bases e a guanina e a citosina são outropar. Para cada adenina em uma fita, existeuma citosina na ou-tra fita, de forma que o total de adenina se igualaao total de ti-mina, e o total de guanina se iguala ao total de citosina.25.69

H z C c C z CH2OH

25.72

O ciclopenteno não mostra isomerismo cis –trans porque aexistênciado anel exige que asligações C—C sejam cis entre si.

25.75

(O grupo–OH não pode ser ligadoao átomo de carbono do al-ceno; essas moléculas são chamadas ‘alcooóis vinílicos’ e sãoinstáveis.) 25.80 A diferença entre um hidrogênioalcoólico eum hidrogênio de ácido carboxílico localiza-se no carbono aoqual –OHestá ligado. Em um ácidocarboxílico o oxigêniocar-

bonílico eletronegativo retira densidade eletrônica da ligaçãoO — H, tornando a ligação mais polar e H mais ionizável. Emum álcool nenhum átomoeletronegativo está ligado ao carbo-no que contém o grupo –OH, e H está firmemente ligado aO. 25.83 (a) Nenhum(b) O carbono contendo –OH secundá-rio tem quatro grupos diferentes ligados a ele, sendo assimquiral. (c) Tanto o carbono que contém o grupo – NH2 quantoo carbono contendo o grupo CH3 são quirais. 25.85 Glu –Cys – Gly é a única estrutura possível. 25.87 A glicose é uma

aldoexose, e a frutose é uma cetoexose. 25.89 O etanol con-tém ligações –O—H, que formam ligações de hidrogênio in-termoleculares fortes, enquanto o éter dimetílico sofre apenasforças dipolo–dipolo e forças de dispersão fracas. A moléculapolar CH2F2 sofre forças dipolo–dipolo e forças de dispersão,enquantoa moléculaapolarCF4 sofreapenasforçasdedispersão.

25.91

25.93 DG = –36 kJ

25.97 [AMPOH–]/[AMPO2–] = 0,65


HH

C

O

C

H

HH

OH

C

N

N

O

C

NH2

CH2OO

O

O

P

H O

H2C C C H

H

H

C

H C C OH

C

cis

CH3 CH2CH3

H

C

H

C

trans

CH3

CH2CH3H

C

H

H2C H2C

CH2

CH CH2OH

OH

C H

O

CH3CCH2CH3

respostas capitulo 1 ao 25

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