����������������� �������� ������

��������1.1 (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 C é um composto; elecontém carbono e oxigênio. A é um composto; ele contém pelomenos carbono e oxigênio. B não é definível pelas informaçõesdadas; ele é provavelmente um composto, uma vez que poucoselementos existem como sólidos brancos.1.9

1.11 Propriedades físicas: branco prateado; lustroso; ponto defusão = 649 ºC; ponto de ebulição = 1.105 ºC; densidade a 20 ºC =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 Primeiro aqueça o líquido a 100 ºC para evaporar aágua. 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, nenhumsólido dissolvido está presente. 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 � 10–12 1.19 (a) 2,55 � 10–2 g (b) 0,40 nm (c) 575 �m 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 = 0,866 g/mL. (b) 40,4 mL de etilenoglicol (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 décimos de 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) 1,55 g/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) 9,64 km/L (d) 26 mL/g 1.49 52 kgde 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;1 gal = 4 qt � 4 L � 4 kg. A ordem de massa do mais leve para omais pesado é 5 lb de batatas < 1 gal de água < 5 kg de açúcar.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 � 105 s 1.74 (a) 2,98 � 103 cm3 (b) 0,0482 m3 (c) 655 kg deHg 1.76 (a) 61,5% de Au (b) Ouro de 15 quilates 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.

���������2.1 O postulado 4 da teoria atômica afirma que o número relati-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;2,284 g de O/1 g de N; 2,855 g de O/1 g de N (b) Os números noitem (a) obedecem à lei de proporções múltiplas. As proporçõesmúltiplas surgem uma vez que os átomos são 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 são dessa forma 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-ceriam muito mais rápido. (c) Quanto mais vezes uma mediçãoé 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 osraios � não são desviados pelo campo elétrico, eles não têm car-ga. (b) Se os raios � e � são desviados em direções opostas emum campo elétrico, eles devem ter cargas elétricas opos-tas. 2.11 (a) 0,19 nm; 1,9 � 102 ou 190 pm (b) 2,6 � 106 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) 60Ni: 28 p, 32 n, 28 e (c) 85Rb: 37 p, 48 n, 37 e (d) 128Xe: 54 p,74 n, 54 e (e) 195Pt: 78 p, 117 n, 78 e (f) 238U: 92 p, 146 n, 92 e2.17

Símbolo 52Cr 75As 40Ca 222Rn 193Ir

Prótons 24 33 20 86 77Nêutrons 28 42 20 136 116Elétrons 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 massa de 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,um feixe de partículas carregadas passa através dos pólos de ummagneto. As partículas carregadas são desviadas pelo campomagnético de acordo com sua massa e carga. (b) O rótulo noeixo x é a massa atômica, e o rótulo no eixo y é a intensidade desinal. (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) Al3+ (b) Ca2+ (c) S2– (d) I– (e) Cs+ 2.45 (a) GaF3,fluoreto de gálio (III) (b) LiH, hidreto de lítio (c) AlI3, iodeto dealumínio (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) Ácidobrômico (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 específicosque são constantes de uma molécula para a próxima. (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 atotal importância da descoberta ficou aparente. 2.72 (a) 2 pró-

� Química: a ciência central

Inte

nsid

ade

do

sina

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 precisão de 1 � 10–27 g seria necessária para se diferenciar3H e 3He. 2.76 (a) 8

16O, 817 O, 8

18O (b) Todos os 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 bastante similares. Cada um tem número de nêutrons, nú-mero de massa e massa atômica diferentes.2.78 (a) O isótopo 68,926 u tem 31 prótons, 38 nêutrons e o sím-bolo 31

69Ga. O isótopo 70,926 u tem 31 prótons, 40 nêutrons e osímbolo31

71Ga. (b) 69Ga = 60,3%, 71Ga = 39,7% 2.81 (a) 5 algaris-mos significativos (b) 0,05444% 2.84 (a) 106

266Sg 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) bicarbonato de 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 porquealcanos são hidrocarbonetos com todas as ligações simples. (c)A fórmula molecular é C6H6O ou C6H5OH. A fórmula estrutu-ral é

���������3.1 (a) Conservação de massa (b) Os índices inferiores em fór-mulas químicas não devem ser mudados ao se balancearequações 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)�� 2KCl(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 � 1023 (b) A massa molecular de uma substância em utem o mesmo valor numérico que a massa molar expressa emgramas. 3.23 23 g de Na contêm 1 mol de átomos; 0,5 mol deH2O contém 1,5 mol de átomos; 6,0 � 1023 moléculas de N2

contêm 2 mols átomos.3.25 4,4 � 1024 kg. Um mol de bolas de lançamento de pesoolímpico tem massa 0,73 vezes 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 � 10–5 mol de alicina (c) 1,86 � 1019 moléculas dealicina (d) 3,71 � 1019 átomos de S 3.33 (a) 1,15 � 1021 átomosde H (b) 9,62 � 1019 moléculas de C6H12O6 (c) 1,60 � 10–4 mol deC6H12O6 (d) 0,0287 g de C6H12O6 3.35 3,28 � 10–8 mol deC2H3Cl/L; 1,97 � 1016 moléculas/L 3.37 (a) NO2 (b) Não hácomo 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) fórmula mínima,C4H5N2O; fórmula molecular, C8H10N4O2 (b) fórmulas mínima emolecular, NaC5H8O4N 3.47 (a) C7H8 (b) As fórmulas mínimae molecular são C10H20O. 3.49 x = 10; Na2CO3 �10 H2O 3.51 Sea equação não for balanceada, as proporções de mols deriva-dos dos coeficientes ficarão incorretas e levarão a quantidadescalculadas erradas de produtos. 3.53 4,0 mols de CH4 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 de Na2SiO3 3.57 (a) Al2S3(s)+ 6H2O(l)� 2Al(OH)3(s) + 3H2S(g) (b) 10,9 g deAl(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 � 10–3 mols de Al (b) 1,47 g deAlBr3 3.63 (a) O reagente limitante determina o 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 de H) determinam que 6 moléculas de NH3 são produzidas.Uma molécula de N2 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 �

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 � 1022 átomos de C (b) 2,77 � 10–3 mol de C9H8O4,1,67 � 1021 moléculas de C9H8O4 3.83 (a) massa =4,6638 � 10–19 g de Si (b) volume = 2,0 � 10–19 cm3 (c) compri-mento da borda = 5,9 � 10–7 cm (=5,9 nm) 3.85 (a) A fórmulamínima é C10H18O. (b) A fórmula molecular é C10H18O. 3.87C6H5Cl 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 � 1024 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 �105 kg de CaSO3/dia

�������� 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)� Zn2+(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) solúvel4.13 (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) + SO42– (aq)

Mg2+(aq) + CO32–(aq)�MgCO3(s)

(b) Pb2+(aq) + 2NO3– (aq) + 2Na+(aq) + S2–(aq)�

PbS(s) + 2Na+(aq) + 2NO3– (aq)

Pb2+(aq) + S2–(aq)� PbS(s)(c) 6NH4

+ (aq) + 2PO43– (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 Ba2+ 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), enquanto um 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+, e uma base, umreceptor de H+. 4.23 (a) Ácido forte (b) ácido fraco (c) basefraca (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) + Cu2+(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) + Cd2+(aq)(b) MgCO3(s) + 2HClO4(aq)�

Mg(ClO4)2(aq) + H2O(l) + CO2(g);MgCO3(s) + 2H+(aq)�H2O(l) + CO2(g) + Mg2+(aq)4.33 (a) FeO(s) + 2H+(aq)�H2O(l) + Fe2+(aq)(b) NiO(s) + 2H+(aq)�H2O(l) + Ni2+(aq) 4.35 (a) Em termosde transferência de elétron, a oxidação é a perda de elétrons poruma 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 dabase dos grupos no lado esquerdo da tabela, especialmentedos grupos 1A e 2A. Os metais oxidáveis menos facilmente 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�Ni2+, o Ni é oxidado; Cl2 � 2Cl–, Cl é redu-zido (b) Fe2+ � Fe, Fé é reduzido; Al�Al3+, Al é oxida-do (c) Cl2 � 2Cl–, Cl é reduzido; 2I– � I2, I é oxidado (d)S2– � 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)�Mn2+(aq) + H2(g)(b) 2Cr(s) + 6HBr(aq)� 2CrBr3(aq) + 3H2(g)2Cr(s) + 6H+(aq)� 2Cr3+(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)� 2Al3+(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) + Cd2+(aq)� Cd(s) + Zn2+(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 Crse Cd for mais ativo do que Fe. 4.49 (a) Intensiva; a proporçãoda 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 indica que há 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 de0,15 mol/L de K2CrO4 tem mais íons K+. 4.57 (a) 0,14 mol/Lde Na+, 0,14 mol/L de OH– (b) 0,25 mol/L de Ca2+, 0,50 mol/Lde Br– (c) 0,25 mol/L de CH3OH (d) 0,067 mol/L de K+, 0,067

Química: a ciência central

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

SO42– 4.59 (a) 1,69 mL de 14,8 mol/L de NH3 (b) 0,592 mol/L

de NH3 4.61 (a) Adicione 6,42 g de C12H22O11 a um balão volu-métrico de 125 mL, dissolva um pequeno volume de águadentro e adicione água 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 mLcom 1,50 mol/L de C12H22O11. Despeje 26,7 mL dessa soluçãoem um balão volumétrico de 400 mL, adicione água 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 � 10–2 mol/L de solução de Ca(OH)2; a so-lubilidade de Ca(OH)2 é 0,0904 g 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 Ni2+(aq), 0,0667 mol/L de K+(aq),0,100 mol/L de SO4

2– (aq) 4.75 91,40% de Mg(OH)2 4.77 Oprecipitado é CdS(s). Na+(aq) e NO3

–(aq) são íons espectadorese 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)�Al3+(aq) + 3H2O(l)(b) Mg(OH)2(s) + 2H+(aq)�Mg2+(aq) + 2H2O(l)(c) MgCO3(s) + 2H+(aq)�Mg2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)(d) NaAl(CO3)(OH)2(s) + 4H+(aq)�

Na+(aq) + Al3+(aq) + 3H2O(l) + CO2(g)(e) CaCO3(s) + 2H+(aq)� Ca2+(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) + Fe2+(aq)� Zn2+(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+ 4.910,368 mol/L de H2O2 4.93 1,81 � 1019 íons de Na+ 4.965,1 � 103 kg de Na2CO3 4.99 0,233 mol/L de Cl– 4.102 (a) +5(b) arsenato de prata (c) 5,22% de As

���������5.1 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) 84 J (b) 20 cal (c) Quando a bola atinge a areia, suavelocidade (e conseqüentemente sua energia cinética) cai parazero. Grande parte da energia cinética é transferida para a areia,que se deforma quando a bola aterrissa. Parte da energia é li-berada como calor pela fricção entre a bola e a areia. 5.5 1 Btu =1.054 J 5.7 2,1 � 103 kcal 5.9 Quando a bala levanta contra aforça da gravidade, a energia cinética fornecida pelo revólverde 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 cinética suficiente pudesse ser for-necida para a bala, ela poderia escapar da força de gravidade emover-se para o espaço. Para um revólver de ar e uma bala,isto é praticamente impossível. 5.11 (a) O sistema é a partebem 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 aplicada sobre uma distância. (b) A quantidade de traba-lho executado é a ordem de grandeza da força vezes a distân-cia sobre a qual ela é aplicada. w = f � d. 5.15 (a) Gravidade; otrabalho é realizado uma vez que a força da gravidade é opos-

ta e o lápis é levantado. (b) Força mecânica; o trabalho é reali-zado uma 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) de um sistema é a soma de todas as energias cinética epotencial dos componentes do sistema. (c) A energia internaaumenta quando o trabalho é realizado no sistema e quando ocalor é transferido ao sistema.5.19 (a) �E = –152 kJ, exotérmico (b) �E = +0,75 kJ, endotérmi-co (c) �E = +14,0 kJ, endotérmico 5.21 (a) O sistema (iii) é en-dotérmico. (b) �E < 0 para o sistema (iii). (c) �E > 0 para ossistemas (i) e (ii). 5.23 (a) Como pouco ou nenhum trabalho érealizado 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 absorvidacomo calor (+q). (c) �E 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 uma função de estado; trabalho não é uma função de esta-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 condiçõesde pressão constante o �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),�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, �E =

�H – P�V. Os valores tanto de P quanto de �V ou T e de �nprecisam ser conhecidos para calcular �E a partir de�H. 5.39 �E = –125 kJ, �H = –89 kJ 5.41 (a) �H = +726,5 kJ(b) �H = –1.453 kJ (c) A reação exotérmica direta é mais prová-vel de ser termodinamicamente favorecida. (d) A vaporizaçãoé endotérmica. Se o produto fosse H2O(g), a reação seria maisendotérmica e teria �H menos negativo. 5.43 (a) J/ºC ou J/K(b) J g–1 ºC–1 ou J g–1 K–1 5.45 (a) 4,184 J g–1 K–1 (b) 774 J/ºC (c)904 kJ 5.47 3,47 � 104 J5.49 �H = –45,7 kJ/mol de NaOH 5.51 �Er = –25,5 kJ/g deC6H4O2 ou –2,75 � 103 kJ/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 descritacomo uma série de etapas, o �H para a reação é a soma das va-riações de entalpia para cada etapa. Desde que possamos des-

Respostas a exercícios selecionados �

2H2O(l) � 2CO2(g)

∆H –871,7 kJ

HC2H3O2(l) � 2O2(g)(b)

crever um caminho onde o �H para cada etapa seja conhecido,o �H para qualquer processo pode ser calculado.5.57 (a) �H = +90 kJ

O processo de A formando C pode ser descrito como A for-mando B e B formando C. 5.59 �H = –1.300,0 kJ 5.61 �H =–2,49 � 103 kJ 5.63 (a) As condições padrão para variações deentalpia são 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 �H f

éa 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 entalpiaspadrão de formação como a Tabela 5.3. Entalpias de formaçãopadrão são a diferença de entalpia líquida entre 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), �H f = –46,19 kJ

(b) 18S8(s) + O2(g)� SO2(g), �H f

= –296,9 kJ

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

2O2(g)� RbClO3(s), �H f = –392,4 kJ

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

�H f = –365,6 kJ 5.69 �Hr = –847,6 kJ

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

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

5.73 �H f= –248 kJ 5.75 �H f

= –924,8 kJ

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

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

(c) �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 gde gordura 5.81 104 ou 1 � 102 Cal/porção 5.83 59,7 Cal 5.85(a) �Hcomb = –1.850 kJ/mol de C3H4, –1.926 kJ/mol de C3H6,–2044 kJ/mol de C3H8 (b) �Hcomb = – 4,61 � 104 kJ/kg de C3H4,– 4,58 � 104 kJ/kg de C3H6, – 4,635 � 104 kJ/kg de C3H8 (c) Essastrês substâncias produzem aproximadamente quantidadesidênticas de calor por unidade de massa, mas o propano émarginalmente mais alto do que as outras duas. 5.87 (a)469,4 m/s (b) 5,124 � 10–21 J (c) 3,086 kJ/mol 5.90 A reação es-pontânea do airbag é provavelmente exotérmica, com –�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, �E > 0 (b) O sinal de q é negativo. As mudanças emestado descritas em ambos os casos são idênticas. �E é o mes-

mo nos dois casos, mas a distribuição de energia transferidacomo o trabalho ou o calor é diferente nos dois cenários. 5.961,8 � 104 ou 18.000 tijolos5.100 (a, b) CH4(g) + O2(g)� C(s) + 2H2O(l),�H° = –496,9 kJ; CH4(g) + 3

2O2(g)� CO(g) + 2H2O(l),

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

�H° = –890,4 kJ (c) Supondo que O2(g) esteja presente em ex-cesso, a reação que produz CO2(g) tem o �H mais negativo pormol de CH4 queimado e, portanto, os produtos mais termodi-namicamente estáveis. 5.103 1,3-butadieno: (a) �H= –2.543,4kJ/mol de C4H6 (b) 47 kJ/g (c) 11,18% de H; 1-buteno: (a) �H=–2.718,5 kJ/mol de C4H8 (b) 48 kJ/g (c) 14,37% de H; n-butano:(a) �H = –2.878,5 kJ/mol de C4H10 (b) 50 kJ/g (c) 17,34% de H(d) Conforme a porcentagem em massa de H aumenta, o calorde combustão (kJ/g) do hidrocarboneto também aumenta,dado o mesmo número de átomos de C. Um gráfico dos dadossugere 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) �H = –52 kJ

���������6.1 (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-se com diferentes velocidades. 6.5 Comprimento de ondade raios X < ultravioleta < luz verde < luz vermelha < infraver-melho < ondas de rádio 6.7 (a) 6,63 � 1020 s–1 (b) 1,18 � 10–8 m(c) nenhuma das duas é visível (d) 2,25 � 106m6.9 6,88 � 1014 s–1; azul 6.11 (a) Quantização significa que a ener-gia só pode ser absorvida ou 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�. (b) Em atividadescotidianas, objetos macroscópicos como nossos corpos ga-nham e perdem quantidades totais de energia bem maioresdo que um único quantum h�. O ganho ou a perda do relativa-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) = 3,3�m, E = 6,0 � 10–20 J; = 0,154�m, E = 1,29 � 10–15 J (b) Ofóton de 3,3 �m 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) = 275 nm (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 significa que apenas certos valores de �E 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; �E =4,84 � 10–19 J; = 410 nm, visível, violeta 6.29 (a) Apenas li-nhas com nf = 2 representam valores de �E e comprimentos deonda que ficam na porção visível do espectro. Linhas com nf =1 têm comprimentos de onda menores e linhas com nf > 2 têm

� Química: a ciência central

(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, nf = 2; = 6,56 � 10–7 m; essa é a linha vermelha a 656 nm;ni = 4, nf = 2; = 4,86 � 10–7 m; esta é a linha azul a 486 nm; ni = 5,nf = 2; = 4,34 � 10–7 m; esta é a linha violeta a 434 nm. 6.31 (a)Região ultravioleta (b) ni = 6, nf = 1 6.33 (a) = 5,6 � 10–37 m;(b) = 2,65 � 10–34 m (c) = 2,3 � 10–13 m 6.35 4,14 � 103

m/s 6.37 (a) �x � 4 � 10–27 m (b) �x = 3 � 10–10 m 6.39 O mo-delo de Bohr afirma com 100% de certeza que o elétron no hi-drogênio pode ser encontrado a 0,53 Å do núcleo. O modelo damecânica quântica é um modelo estatístico que afirma a proba-bilidade de se encontrar o elétron em certas regiões em volta donúcleo. Enquanto 0,53 Å é o raio com a maior probabilidade,essa probabilidade é sempre menor do que 100%. 6.41 (a) n = 4, l =3, 2, 1, 0 (b) l = 2, ml = –2, –1, 0, 1, 2 6.43 (a) 3p: n = 3, l = 1 (b)2s: n = 2, l = 0 (c) 4f: n = 4, l = 3 (d) 5d: n = 5, l = 2 6.45 (a) im-possível, 1p (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 uma extensão ra-dial maior e um nó a mais do que o orbital 1s. (b) Um únicoorbital 2p é direcional em que sua densidade 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 px tem densidade somente ao longo doeixo x. (c) A distância média de um elétron ao núcleo em umorbital 3s é maior do que para um elétron em um orbital 2s. (d)1s < 2p < 3d < 4f < 6s 6.51 (a) No átomo de hidrogênio, orbitaiscom o mesmo número quântico principal, n, têm a mesmaenergia. (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, – 12

(b) um ímã com forte campo magnético não homogêneo (c)eles devem ter valores de ms diferentes; o princípio de exclu-são de Pauli 6.55 (a) 10 (b) 2 (c) 6 (d) 14 6.57 (a) Cada quadrí-cula representa um orbital. (b) O spin do elétron 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]6s1 (b) Ni,[Ar]4s23d8 (c) Se, [Ar]4s23d104p4 (d) Cd, [Kr]5s24d10 (e) Ac, [Rn]7s26d1 (f) Pb, [Xe]6s24f 145d106p2

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 2p antes do 3s. (b) O cer-ne é [He], ou a configuração eletrônica mais externa deveriaser 3s23p3. (c) O subnível 3p seria preenchido antes do3d. 6.67 A = 3,6 � 10–8 m, B = 8,0 � 10–8 m (b) �A = 8,4 � 1015 s–1,�B = 3,7 � 1015 s–1 (c) A, ultravioleta; B, ultravioleta 6.69 46,7min 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 quecorrespondem às mudanças de energia permitidas em átomosda 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 afonte de neônio. 6.77 v = 1,02 � 107 m/s 6.79 (a) l (b) n e l (c)ms (d) ml 6.81 (a) 1 (b) 3 (c) 5 (d) 9 6.83 (a) O plano xy, ondez = 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 x2 – y2 = 0 6.85Mt, [Rn] 7s25f 146d7 6.87 1,7 � 1028 fótons

���������7.1 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 embranco. 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 uma carga positiva líqui-da no núcleo. (b) Da esquerda para a direita em um período, acarga nuclear efetiva aumenta. 7.5 (a) K, 1+ (b) Br, 7+ 7.7Os elétrons n = 3 em Kr sofrem uma carga nuclear efetiva maiore conseqüentemente têm maior probabilidade de estar pertodo núcleo. 7.9 Os raios atômicos são determinados pelas dis-tâncias entre átomos em situações variadas. Os raios de liga-ção são calculados pela separação internuclear de dois átomosunidos 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-ção de um elétron de um átomo neutro, a carga nuclear efetivaaumenta e o cátion é menor. (b) A repulsão eletrostática adicio-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 do ânion. (c) Descendo na coluna,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;

Respostas a exercícios selecionados �

xs

y

z(a)

xpz

y

z(b)

zdxy

y

x(c)

(d) Zr5s 4d

(e) Sb5s 4d 5p

(f) U7s 5f 6d

(a) S3s

(b) Sr5s

3p

(c) Fe4s 3d

seu tamanho aumenta em reação, característica da mudançaem raio quando um átomo de não-metal forma um ânion. 7.23(a) Uma série isoeletrônica é um grupo de átomos ou íons quetêm o mesmo número de elétrons. (b) (i) Cl–: Ar (ii) Se2– : 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 2p em Na+ 7.27 (a) Se < Se2– < Te2–

(b) Co3+ < Fe3+ < Fe2+

(c) Ti4+ < Sc3+ < Ca (d) Be2+ < Na+ < Ne7.29 Te(g) � Te+(g) + e–; Te+(g) � Te2+(g) + e–;Te2+(g)� Te3+(g) + e– 7.31 (a) De acordo com a lei de Cou-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, �Epara este processo, é positiva. (b) F tem uma primeira energiade ionização maior que O porque F tem Zef maior e os elétronsmais externos em ambos os elementos estão aproximadamen-te à mesma distância do 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) Sb3+, [Kr]5s24d10 (b) Ga+, [Ar]4s23d10 (c) P3–, [Ne]3s23p6 ou[Ar] (d) Cr3+, [Ar]3d3 (e) Zn2+, [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]4s23d104p4 �[Ar]4s23d104p3; afinidades eletrônicas: Se(g) + e– � Se–(g);[Ar] 4s23d104p4 � [Ar] 4s23d104p5 7.43 Li + 1e� � Li–;[He] 2s1 � [He]2s2; Be + 1e– � Be–; [He]2s2 �[He]2s22p1. A adição de um elétron a Li completa o subnível 2s.O elétron adicionado sofre praticamente a mesma carga nu-clear efetiva que o outro elétron de valência; há uma estabili-zação total e �E é negativo. Um elétron extra em Be ocuparia osubnível 2p de maior energia. Esse elétron é blindado de todaa carga nuclear pelos elétrons 2s e não sofre uma estabilizaçãoem energia; �E é positivo. 7.45 Quanto menor a primeira ener-gia de 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 produzuma 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]3s1; Mg, [Ne]3s2 (b) Ao formarem íons, ambosadotam 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) Mg é menos reativo porque tem umaenergia de ionização mais alta. (e) O raio atômico de Mg é me-

nor porque a carga nuclear efetiva é maior. 7.57 (a) Ca é 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]2s22p5. Como Li, H tem apenas um elétron de valência, eseu número de oxidação mais comum é +1. Como F, H neces-sita apenas de um elétron para adotar a configuração eletrôni-ca estável do gás nobre mais próximo; tanto H como F podemexistir no estado de oxidação –1. 7.63 (a) F, [He] 2s22p5 ; Cl,[Ne]3s23p5 (b) F e Cl estão no mesmo grupo, e ambos adotamuma carga iônica de 1–. (c) Os elétrons de valência 2p em F es-tão mais próximos do núcleo e mais fortemente seguros doque os elétrons 3p de Cl, portanto a energia de ionização de F émaior. (a) A alta energia de ionização de F acoplada a uma afi-nidade eletrônica exotérmica relativamente grande o faz maisreativo 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 quandoum elétron extra é adicionado, portanto a afinidade eletrônicade F como um todo é menos exotérmica do que a de Cl (f) Oselétrons de valência 2p 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) +O2(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 de Cl têm maior (mais exotérmica) afinidade eletrô-nica do que os átomos 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; Te e I. Em cada caso o 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 massaatômica menor do que a esperada. 7.73 (a) Na (b) Si3+ (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, I1 para Na é 496 kJ/mol. I4 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 Osubnível completo 4f em Hf leva a 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 menorno raio atômico do que indo de Y para La. 7.82 Energia de io-nização de F –: F –(g)� F(g) + 1e–; afinidade eletrônica de F:F(g) + 1e– � F –(g). Os dois processos são o inverso um dooutro. As energias são iguais em módulo mas opostas em si-nal. I1 (F –) = –E(F).

� Química: a ciência central

7.84

O3–, [Ne]3s1 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 bastantepara que O3– seja uma partícu-la estável.

7.86 (a) Os metais do grupo 2B têm subníveis (n – 1)d comple-tos. Um elétron adicional ocuparia um subnível np e seria subs-tancialmente blindado tanto por elétrons ns como (n – 1)d. Essenão é um estado de energia mais baixo do que o átomo neutro eum elétron livre. (b) Os elementos do grupo 1B têm a configu-ração eletrônica genérica ns1(n – 1)d10. Um elétron adicionalcompletaria 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 maisbaixo. K e Mg são sólidos metálicos com pontos de fusão maisaltos do que os dois não-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 linha horizontal da tabela, e diminui ao movê-lopara baixo em uma família. De forma semelhante, a massaatômica diminui ao mover um quadro para a direita e aumen-ta ao movê-lo para baixo. Assim, dois elementos como Li e Mgque estão relacionados diagonalmente tendem a ter energiasde ionização e tamanhos atômicos similares, o que dá origema algumas similaridades no comportamento químico. 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]2s1; Zef � 1+ (b) I1 � 5,45 � 10–19 J/átomo � 328 kJ/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 foium 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% de Mg3N2 (d) 3Mg(s) + 2NH3(g)�Mg3N2(s) +3H2(g). NH3 é o reagente limitante e 0,46 g de H2 são formados.

(e) �H r = –368,70 kJ

���������8.1 (a) Os elétrons de valência são os que participam de liga-ções químicas. Isso normalmente significa os elétrons além daconfiguração de gás nobre de cerne do átomo, apesar de algu-mas vezes serem apenas os elétrons do nível 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, 1s22s22p63s23p3. 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 remoçãode um elétron do cerne de K+ ou de Ca2+ seria energeticamentedesfavorável 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) Sr2+, [Kr], con-figuração de gás nobre (b) Ti2+, [Ar]3d2 (c) Se2–, [Ar]4s23d104p6 =[Kr], configuração de gás nobre (d) Ni2+, [Ar]3d8 (e) Br–,[Ar]4s23d104p6 = [Kr], configuração de gás nobre (f) Mn3+,[Ar]3d4 8.15 (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 separaçõesiônicas 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 diferenças nasseparações 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 Ca2+ e O2– contrariamente carregados mais do que com-pensa a energia necessária para formar Ca2+ e O2– a partirdos átomos neutros. 8.23 A energia de rede de RbCl(s) é+692 kJ/mol. Esse valor é menor do que a energia de rede paraNaCl porque Rb+ tem maior raio iônico do que 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 um ou mais pares de elétrons. (b) A ligação iôni-ca em NaCl deve-se à forte atração eletrostática entre íons deNa+ e de Cl– carregados contrariamente. A ligação covalente emCl2 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

Respostas a exercícios selecionados �

2s 2p

2p2s

O, [He]2s22p4

O2�, [He]2s22p6 � [Ne]

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

2�Mg2� �Mg � O O

���Cl Cl Cl Cl

Cl

Cl

N N

O O

com ligações simples e pares não compartilhados. (c) Quantomaior o número de pares de elétrons compartilhados entredois átomos, menor a distância entre os átomos. Uma ligaçãodupla O � O é menor que uma ligação simples O — O. 8.31(a) Eletronegatividade é a habilidade de um átomo de atrair oselétrons para si em uma molécula. (b) A faixa de eletronegati-vidades na escala de Pauling é 0,7–4,0. (c) O flúor é o elementomais eletronegativo. (d) O césio é o elemento menos eletrone-gativo que não é radioativo. 8.33 (a) S (b) C (c) As (d)Mg 8.35 As ligações em (a), (b) e (d) são polares. O elementomais eletronegativo em cada ligação polar é: (a) O (b) F (d) O8.37 (a) Uma molécula polar tem momento de dipolo mensu-rável enquanto uma molécula apolar tem momento de dipololíquido igual a zero. (b) Sim. Se X e Y tiverem eletronegativi-dades diferentes, a densidade eletrônica em torno do átomomais eletronegativo será maior, produzindo uma separaçãode carga ou dipolo na molécula. (c) O momento de dipolo, �, éo produto do módulo das cargas separadas, Q, e a distânciaentre elas, r. � = Qr. 8.39 A carga calculada em H e em F é0,41 e. 8.41 (a) MnO2, iônico (b) Ga2S3, iônico (c) CoO, iônico(d) sulfeto de copper (I), iônico (e) trifluoreto de cloro, cova-lente (f) fluoreto de vanádio (V), iônico

8.43 (a) (b) (c)

(d) (e)

(f)

8.45 (a) (b)

(c) (d)

8.47 (a)

(b) O3 é isoeletrônico com NO2–; ambos têm 18 elétrons de va-

lência. (c) Como cada ligação N—O tem caráter parcial de li-gação dupla, o comprimento da ligação N—O em NO2

� deveser menor do que em espécies com ligações simples formaisN—O. 8.49 Quanto mais pares de elétrons compartilhadospor dois átomos, menor a ligação. Conseqüentemente, oscomprimentos da ligação C—O variam na ordem CO < CO2 <CO3

2� . 8.51 (a) Duas estruturas de Lewis igualmente válidaspodem ser feitas para o benzeno.

O conceito de ressonância afirma que a verdadeira descriçãode ligação é algum híbrido ou mistura das duas estruturas deLewis. A mistura mais óbvia dessas duas estruturas de resso-nância é uma molécula com seis ligações C—C equivalentescom comprimentos iguais. (b) Para que as seis ligações C—Cno benzeno sejam equivalentes, cada uma deve ter algum ca-ráter de ligação dupla. Isto é, mais do que um par mas menosdo que dois pares de elétrons estão envolvidos em cada liga-ção C—C. Esse modelo prevê um comprimento de ligaçãoC—C uniforme que é menor do que uma ligação simples, masmaior do que uma ligação dupla. 8.53 (a) A regra do octetoafirma que átomos ganharão, perderão ou compartilharãoelétrons até que estejam circundados por 8 elétrons de valên-cia. (b) A regra do octeto se aplica aos íons individuais em umcomposto iônico. Por exemplo, em MgCl2, Mg perde 2 e– parase tornar Mg2+ com a configuração eletrônica de Ne. Cada áto-mo de Cl ganha um elétron para formar Cl– com a configura-ção eletrônica de Ar. 8.55 As exceções mais comuns para aregra do octeto são moléculas com mais de 8 elétrons em voltade um ou mais átomos. 8.57 (a) CO3

2– tem três estruturas deressonância, e todas obedecem à regra do octeto.

(b) (c) (d) (e)

8.59 (a) ; esta estrutura viola a regra do octeto.

(b)

(c) Como cargas formais são minimizadas na estrutura que vio-la a regra do octeto, essa forma é provavelmente mais impor-tante. 8.61 (a) �H = – 304 kJ (b) �H = – 82 kJ (c) �H = – 467 kJ8.63 (a) – 288 kJ (b) –116 kJ (c) – 1.299 kJ 8.65 (a) Exotérmica(b) �H calculado a partir das entalpias de ligação (– 97 kJ) élevemente mais exotérmico (mais negativo) do que o obtidousando valores de �H f

(– 92,38 kJ). 8.67 A entalpia média daligação Ti—Cl é 430 kJ/ mol. 8.69 (a) Grupo 4A (b) grupo 2A(c) grupo 5A 8.71 E = – 8,65 � 10–19 J; em uma base molar E =– 521 kJ. O valor absoluto é menor do que a energia de rede,808 kJ/ mol. A diferença representa a energia adicionada aose colocar todos os pares de íons K+F– juntos em uma redetridimensional. 8.73 (a) 779 kJ/mol (b) 627 kJ/mol (c) 2.195kJ/mol 8.76 (b) H2S e (c) NO2

– contêm ligações polares.

� Química: a ciência central

H

H Si H

H

CcO F S F

O H

H

O

O

O S Cl OO�

N O H

H

H

N0 �1

�O P

�1

0 0

0

�1

Cl

Cl

O

Cl

Cl

O

O O

O

Cl

�1

�1

�1 �1�3

�

O

O

Cl�2

�1

0 0

�1 O H

OO N � �O ON

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

O O

2�

O O O

2�

O

2�O

C

O

C

O

C

H B H �

Ge F F

F

F F F F

FFFAS

�

Cl ClBe0 0 0

�1 �2 �1 0 �2 �2 �2 �2 0Be BeCl Cl Cl Cl Be ClCl

8.79 (a) +1 (b) –1 (c) +1 (supondo que o elétron ímpar esteja emN) (d) 0 (e) +3 8.81 (a) Na estrutura de Lewis mais à esquerda oátomo de oxigênio mais eletronegativo tem a carga formal ne-gativa (–1), portanto essa estrutura é provavelmente mais im-portante. (b) O comprimento N � N mais longo que onormal e o comprimento N � O mais curto do que o típico in-dicam que as estruturas do meio e da direita, com cargas for-mais menos favoráveis, contribuem com a estrutura como 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 �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) �H = 7,85 kJ/gde C3H5N3O9 (b) 4C7H5N3O6(s)� 6N2(g) + 7CO2(g) +10H2O(g) + 21C(s)8.88 (a) Ti2+, [Ar]3d2; Ca, [Ar]4s2. Os dois elétrons de valênciaem Ti2+ e em Ca estão em níveis quânticos principais diferen-tes e subníveis diferentes. (b) Em Ca 4s é de mais baixa energiado 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 os 2 elétrons de valência em Ti2+ estão de-semparelhados. 8.90 A ‘segunda afinidade eletrônica’ de Oé +750 kJ 8.95 (a) �H = 1.551 kJ (b) �H = 1.394 kJ (c) �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 na fase líquida é a soma da entalpia de vaporizaçãopara a molécula e as entalpias de dissociação de ligação da fasegasosa, dividida pelo número de ligações dissociadas. Isso émaior do que a entalpia de dissociação de ligação da fase gaso-sa devido à contribuição da entalpia de vaporização.

���������9.1 Sim. Os únicos ângulos de ligação possíveis nesse arranjosão ângulos de 120º. 9.3 (a) Um domínio 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 domínios de elétrons ligantes enão-ligantes. A geometria molecular 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 (ou Br ou I). 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 deve ter 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, enquanto os 4 domínios totais em B levam aum arranjo e uma geometria molecular tetraédrica. (b) CF4

terá ângulos de ligação mais próximos do valor previsto peloRPENV 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 ligação que sejam não ideais. 9.19 Cada espécie tem4 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 do mo-mento de dipolo aponta a 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 de elétrons não-ligantes em A, e os 3 dipolos deligação A—F são orientados para se cancelarem. As moléculas(ii) e (iii) têm pares de elétrons 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) sp3, 109º (c) sp2, 120º (d) sp3d2, 90º e180º (e) sp3d , 90º, 120º e 180º

9.33

4 domínios de elétron em volta de S; arranjo tetraédrico; geo-metria molecular pirâmide trigonal; orbitais híbridos sp3; ân-gulo O—S—O ~ 107º ‘ideal’ (O domínio de elétron não-ligantereduzirá de alguma forma os ângulos tetraédricos.)9.35 (a) B, [He]2s22p1. Um elétron 2s é promovido a um orbital2s vazio. O orbital 2s e dois orbitais 2p que contêm cada umum elétron são hibridizados para formar três orbitais híbridosequivalentes em um arranjo trigonal planar. (b) sp2

(c)

(d) Um único orbital 2p não é hibridizado. Ele repousa per-pendicularmente ao plano trigonal dos orbitais híbridos sp2.9.37 (a) sp2 (b) sp3 (c) sp (d) sp3d (e) sp3d2

9.39 (a) (b)

(c) Uma ligação � é geralmente mais forte que uma ligação �

porque há superposição de orbital mais extensiva.

Respostas a exercícios selecionados

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 háorbitais p não hibridizados disponíveis para a superposição �

necessária para ligações múltiplas. Em CH2O o átomo de C éhibridizado sp2, com um orbital atômico p disponível para for-mar a superposição � na ligação dupla C�O. 9.43 (a) 24 elé-trons de valência (b) 18 elétrons de valência para formarligações � (c) 2 elétrons de valência para formar ligações � (d)4 elétrons de valência são não-ligantes (e) O átomo central C éhibridizado sp2 9.45 (a) ~109º em torno de C mais à esquerda,sp3, ~120º em torno de C à direita, sp2 (b) O “O” duplamente li-gado pode ser visto como sp2, e o outro como sp3; o nitrogênio ésp3 com ângulos de ligação de aproximadamente 109º. (c) noveligações �, uma ligação � 9.47 (a) Em uma ligação � localiza-da, a densidade eletrônica é concentrada entre os dois átomosformando a ligação. Em uma ligação � Deslocalizada, a densi-dade eletrônica é espalhada por todos os átomos que contri-buem com orbitais p para a rede. (b) A existência de mais deuma forma de ressonância é uma boa indicação de que umamolécula terá ligação � 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 atraídos paraambos os núcleos de H. (c) 29.51 (a)

(b) Há um elétron em H2 . (c) �1

1s (d) OL = 1

2 (e) Sim. Se o único

elétron em H2 for excitado para o orbital �1s

* , sua energia émaior do que a energia de um orbital atômico H 1s, e H2

se de-comporá em um átomo de hidrogênio e um íon de hidrogênio.

9.53(a)

(b)

(c) �2p � �2p � � 2 p* � � 2 p

* 9.55 (a) Ao se comparar os mesmosdois átomos ligados, a ordem de ligação e a energia de ligaçãoestão 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 repelidas por um campo magnético. Essa proprie-dade é chamada diamagnetismo. (c) O2

2� , Be22

9.59 (a) B2 , �2s

2� *

2s

2�2p

1, aumenta (b) Li2+, �1s

2� *

1s

2�2s

1, aumenta (c)N2

+, �2s

2�*

2s

2�2p

4�2p

1, aumenta (d) Ne, �2s

2�*

2s

2�2p

4�2s

1, diminui9.61 CN, �2s

2� *

2s

2�2p

4�2p

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

2� *

2s

2�2p

4, ordem de ligação = 2,0, diamagnético;CN–, �2s

2� *

2s

2�2p

4�2p

2, ordem de ligação = 3,0, diamagnético 9.63(a) 3s, 3px, 3py, 3pz (b) �3p (c) 2 (d) Se o diagrama de OM para P2 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 elétronsnão-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 dedipolo. (c) As ligações no aleno não seriam descritas comodeslocalizadas. As nuvens � das duas C�C adjacentes sãomutuamente perpendiculares, logo não existe superposiçãonem deslocalização de elétrons �.9.77 (a)

Para acomodar a ligação�deslocalizada indicada nas estrutu-ras de ressonância anterior, todos os átomos de O devem serhibridizados sp2. (b) Para a estrutura de ressonância à esquer-da, ambas as ligações sigma são formadas pela superposiçãode orbitais híbridos sp2, a ligação � é formada pela superposi-ção de orbitais atômicos p, um dos pares não-ligantes no áto-

� Química: a ciência central

11s

—� 1s

�1s

H2�

1s

*

�1s

� 1s*

—

1—

—

2pz 2pzσ2p

�

σ*2p

2px2px

�

π2p

π*2p

H

H

H

HC C C

O OO O OO

H

H

H

H C

O

C

H H

mo de O terminal à direita está em um orbital atômico p, e os 5pares não-ligantes restantes estão em orbitais híbridos sp2. (c)Apenas orbitais atômicos não hibridizados p podem ser usa-dos para formar um sistema � deslocalizado. (d) O sistema �

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

2� e O22� são prováveis de ser

espécies estáveis, F22– não é. 9.82 (a) HNO2

(b) (c) A geometria ao redor de N é trigonalplana. (d) Hibridização sp2 ao redor de N (e) Três sigmas, umapi 9.87 A partir das entalpias de dissociação de ligação,�H =5.364 kJ; de acordo com a lei de Hess, �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.

���������10.1 (a) Um gás é muito menos denso do que um líquido. (b)Um gás é muito mais compressível do que um líquido. (c) To-das as misturas de gases são homogêneas. Moléculas de líqui-do similares formam misturas homogêneas, enquanto moléculasmuito diferentes formam misturas heterogêneas. 10.3 (a) F =m � a. As forças que elas exercem no solo são exatamente iguais.(b) P = F/A. A pessoa apoiando-se em um pé aplica essa forçasobre uma área menor, exercendo maior pressão no chão. 10.5(a) 10,3 m (b) 2,0 atm 10.7 (a) O tubo pode ter qualquer áreatransversal. (b) No equilíbrio a força da gravidade por área uni-tária agindo na coluna de mercúrio no nível do mercúrio exter-no não é igual à força da gravidade atuando na atmosfera. (c)A coluna de mercúrio é mantida para cima pela pressão da at-mosfera aplicada na piscina exterior de mercúrio. 10.9 (a)0,349 atm (b) 265 mm de Hg (c) 3,53 � 104 Pa (d) 0,353bar 10.11 (a) P = 773,4 torr (b) A pressão em Chicago é maiordo que a pressão atmosférica padrão; dessa forma, faz sentidoclassificar esse sistema de clima como um ‘sistema de altapressão’. 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) 5,39 L (b) 15,2 L 10.21 (a) Se volumes iguais de gasesà mesma temperatura e pressão contêm números iguais demoléculas e as moléculas reagem em 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 1,5 vezes 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 gás com M =30 g/mol e o frasco B 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 nasmesmas condições, a massa molar determina a densidade.Dos três gases listados, (c) Cl2 tem a maior massa molar. 10.39(c) Porque os átomos de hélio são de massa mais baixa do que amédia das moléculas do ar, o gás hélio é menos denso do que 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 � 10–9 g de Mg 10.47 2,94 � 103 L deNH3 10.49 0,402 g de Zn 10.51 (a) Quando a torneira foraberta, o volume ocupado por N2(g) aumenta de 2,0 para 5,0 L.P de N2 = 0,40 atm (b) Quando os gases se misturam, o volumede O2(g) aumenta de 3,0 para 5,0 L. P de O2 = 1,2 atm (c) Pt =1,6 atm 10.53 (a) P de He = 1,88 atm, P de Ne = 1,10 atm, P deAr = 0,360 atm, P de CO2 = 0,20 atm 10.57 2,5 mol% deO2 10.59 Pt = 2,70 atm 10.61 (a) Aumento na temperatura avolume 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 temmais moléculas. (b) A densidade de CO é 1,25 g/L e 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 � 103 m/s, uCO 2= 4,12

� 102 m/s 10.69 A ordem crescente da velocidade de efusãoé: 2H37Cl < 1H37Cl < 2H35Cl < 1H35Cl10.71 As4S6 10.73 (a) O comportamento de gás não ideal é ob-servado a pressões muito altas e baixas temperaturas. (b) Osvolumes reais das moléculas de gás e as forças intermolecula-res atrativas entre as moléculas fazem com que os gases com-portem-se não idealmente.10.75 De acordo com a lei de gás 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 um gás ideal do que 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 4átomos 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. 10.95Apenas o 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 760 mm 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

Respostas a exercícios selecionados �

O O HN

V2 � V1

300 K, V1

53

500 K, V2

(a)

(b) V2 � V1

1 atm, V1

12

2 atm, V2

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 �H = –1,1 � 1014 kJ (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.

��������11.1 (a) Sólido < líquido < gás (b) gás < líquido < sólido 11.3Nos 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, deforma que uma massa unitária ocupa um volume muito maiordo que no líquido ou no 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 medida que a energia cinética aumenta, mais par-tículas são capazes de superar as forças intermoleculares atra-tivas e passar para um estado menos ordenado, do sólido parao líquido e para o gás. 11.7 (a) Forças de dispersão de Lon-don (b) forças dipolo–dipolo (c) forças dipolo–dipolo e 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 dipolo temporário. (b) Te é 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) Aordem 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 do que as forças de dipolo–dipolo. (b) CHBr3 tem omaior 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-culas têm massas molares similares (conseqüentemente forçasde dispersão similares), mas ICl é polar, fornecendo-lhe forçasde dipolo–dipolo que estão ausentes na molécula apolar deBr2. 11.21 Tensão superficial, alto ponto de ebulição e alto ca-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 diminuem conforme a 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, de forma que a exigência de energia é menor do que para avaporização, onde as moléculas devem ser separadas. 11.312,2 � 103 g de H2O 11.33 105 kJ 11.35 (a) A pressão crítica é apressão necessária para provocar a liquefação a temperaturacrítica. (b) À medida que a força de atração entre as moléculasaumenta, a temperatura crítica do composto aumenta. (c) To-dos os gases da Tabela 11.5 podem ser liquefeitos à tempera-tura do nitrogênio líquido, dada pressão 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 temperaturaporque 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 crescente de 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 daágua nas duas panelas é a mesma. (b) A pressão de vapor 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) Apressão de vapor do éter dietílico a 12 oC é aproximadamente325 torr, menos do que a pressão atmosférica de 340 torr. Seum 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, aágua 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 de vapor da água líqui-da é 0,50 atm. O resfriamento adicional resulta no congela-mento a aproximadamente 0 oC. O ponto de congelamento daágua aumenta com a diminuição da pressão, logo a 0,50 atm; atemperatura de congelamento é muito pouco acima de 0 oC.

11.51 (a)

Química: a ciência central

–160 –110 –10 40–60

50

SólidoLíquido

Gás

Ponto crítico

Ponto de ebulição normalPonto triplo

Ponto de fusão normal

1

0Pre

ssão

(atm

; não

est

á em

esc

ala)

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 abaixo da pressão do ponto triplo. 11.53 Em só-lido cristalino, 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-dem ser primitivas ou centradas. 11.57 A grande diferença nospontos de fusão deve-se às forças muito diferentes impondo or-dem atômica no estado sólido. Muito mais energia cinética é ne-cessária para romper as ligações metálicas deslocalizadas noouro do que para vencer as forças de dispersão de London rela-tivamente fracas em Xe. 11.59 (a) r = 1,355 Å (b) densidade =22,67 g/cm3 11.61 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 O2– e U4+ na fórmula química, logo as esferasmenores devem representar U4+. (b) densidade = 10,97 g/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 causa do 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 fracas em BF3 (b)NaCl, iônico versus ligação metálica (c) TiO2, maior carga emO2– do que em Cl– (d) MgF2, maior carga em Mg2+ do que emNa+ 11.78 (a) SO2, IF, HBr (b) CH3NH2, HCOOH 11.80 (a) Oisômero cis tem forças 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 atmosféricaiguale-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 eficiente ocorre quando as dis-tâncias entre as camadas de átomos no cristal forem similaresao comprimento de 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 equilíbrio. A vaporização é um processo endotérmico; obutano irá absorver calor da vizinhança, e a temperatura dotanque e do líquido diminuirão. (c) 56,8 kJ; V = 67,9 L11.103 P (vapor de benzeno) = 98,6 torr

���������12.1 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 emais viscosa do que um líquido ordinário. Com o aquecimento,a fase nemática é convertida em um líquido ordinário. 12.3No estado sólido a orientação relativa das moléculas é fixada erepetida nas três dimensões. Quando uma substância mudada fase líquida cristalina nemática, as moléculas permanecemalinhadas em uma dimensão; o movimento translacional épermitido, mas o movimento rotacional é restrito. A transfor-mação para a fase líquida isotrópica destrói a ordem unidimen-sional, resultando em movimentos translacional e 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. 12.9Uma fase nemática é composta de camadas de moléculas ali-nhadas ao longo de seus comprimentos, sem ordem adicionaldentro das camadas ou entre as camadas. Uma fase colestéricatambém contém esse tipo de camada, mas sem qualquer orga-nização entre elas. 12.11 O n-decano não tem um comprimen-to de cadeia suficientemente longo ou uma massa molecularpara 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

Respostas a exercícios selecionados �

CH3 CH3CH2C

O

O

O O

Ácido acético Etanol

Acetato de etila

H

CH3 CH2CH3 H2O�C O

H�

C

H

H

H

CI

C

(a)

H2NCH2(b)

CH2 CH2

CH2

CH2

NH2 �

CH2

HOC

O

CH2

CH2

CH2

CH2

OHC

O

12.17

12.19

12.21 A flexibilidade das cadeias moleculares provoca a flexi-bilidade 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 � 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 determina se 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 degrau 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 Para que as células da pele em um meio de cultura sedesenvolvam na pele artificial, uma matriz mecânica que supor-ta as células em contato entre si deve estar presente. A matrizdeve ser forte, biocompatível e biodegradável. Ela provavelmentetem grupos funcionais polares que formam ligações de hidrogêniocom as biomoléculas nas células dos tecidos. 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 etamanhos uniformes, são necessárias para a produção por sin-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 ligações químicas são 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 muitos sentidos, de talforma que o material quebradiço, compósito de concreto oude cerâmica, é reforçado em todos os sentidos. 12.37 Cada Si

está ligado a 4 átomos de C, e cada C está ligado a 4 átomos deSi em um arranjo tetraédrico, produzindo uma rede estendidatridimensional. A natureza tridimensional estendida da es-trutura produz a dureza excepcional, e o caráter covalente darede de ligações fornece a grande estabilidade térmica. 12.39Um material supercondutor não oferece resistência ao fluxo decorrente elétrica. Os materiais supercondutores poderiamtransmitir eletricidade com eficiência muito maior do que ostransportadores atuais. 12.41 A queda acentuada na resistivi-dade de MgB2 próximo a 39 K é a temperatura de transição desupercondutividade, Tc. 12.43 É difícil moldar superconduto-res cerâmicos em formatos úteis como fios; esses fios são na me-lhor das hipóteses frágeis; a quantidade de corrente por área 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 um filme metálico que reflete a maioria da 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 ondeuma substância muda da fase sólida para 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 Nas baixas temperaturas da Antárti-ca, a fase líquida cristalina está mais próxima do seu ponto decongelamento. 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)

� Química: a ciência central

H2N NH2HOOC COOH

e

HOCH2

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]n� CH4(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)�H = – 82 kJ/molde C2H4 (b) �H = –14 kJ/mol (de um dos reagentes) (c) �H =0 kJ/mol 12.68 (a) x = 0,22 (b) Tanto Hg quanto Cu têm maisdo que um estado de oxidação estável. Se íons diferentes narede do sólido têm diferentes cargas, a carga média é um valornão inteiro. Ca e Ba são estáveis apenas no estado de oxidação+2 e não são prováveis de ter carga média fracionária. (c) Ba2+ éo maior; Cu2+ é o menor.

���������13.1 Se o módulo de �H3 for pequeno em relação ao módulode �H1, �Hdiss será grande e endotérmico (energeticamentedesfavorável) e nem todo o soluto irá se dissolver. 13.3 (a) Dis-persão (b) íon–dipolo (c) ligação de hidrogênio (d) dipolo–dipo-lo 13.5 (a) �H1 (b) = �H3 13.7 Uma vez que o soluto e o sol-vente sofrem forças de dispersão muito similares, a energia ne-cessária para separá-los individualmente e a energia liberadaquando eles são misturados são aproximadamente iguais. �H1 +�H2 � –�H3. Portanto, �Hdiss é aproximadamente zero. (b)Como nenhuma força intermolecular forte previne as molécu-las de se misturarem, elas o fazem espontaneamente por causado 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 organizaçãodas partículas dissolvidas (cristalização) é mais fácil. 13.11 (a)Insaturada (b) saturada (c) saturada (d) insaturada 13.13 Aágua líquida e o glicerol formam misturas homogêneas (soluções)independentemente das quantidades relativas dos dois compo-nentes. O glicerol tem um grupo–OH em cada átomo de C na mo-lécula. Essa estrutura facilita a ligação de hidrogênio forte similaràquela da água. 13.15 À medida que n aumenta, a solubilidadeem água diminui e a solubilidade em hexano aumenta. 13.17 (a)CaCl2 (b) C6H5OH 13.19 (a) Um recipiente selado é necessáriopara manter a pressão parcial de CO2(g) maior do que 1 atm supe-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 de H2SO4 (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) Pese0,877 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) 6,17 mol/kg de C3H6(OH)2 13.43 Diminuição do ponto decongelamento, �Tf = Kf (m); elevação do ponto de ebulição,�Te = Ke(m); pressão osmótica, � = cRT; abaixamento da pres-são de vapor, PA = XAPA� 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: �Te = 0,101 oC, Te = 100,1 oC; 0,10 mol/kg de C6H12O6: �Te

= 0,051oC, Te = 100,1 oC 13.53 0,030 mol/kg de fenol > 0,040mol/kg de glicerina = 0,020 mol/kg de KBr 13.55 (a) Tc =– 115,3 oC, Te = 78,8 oC (b) Tc = –67,9 oC, Te = 64,6 oC (c) Tc = – 0,91 oC,Te = 100,3 oC 13.57�= 0,0271 atm 13.59 M = 1,8 � 102 g/mol deadrenalina 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-parelhamento de íons e menor o valor medido de i. 13.65 (a) No es-tado gasoso, as partículas estão mais afastadas e as forçasintermoleculares atrativas são pequenas. Quando dois gases secombinam, todos os termos da Equação 13.1 são praticamentezero e a mistura é sempre homogênea. (b) Para determinar se adispersão de Faraday é uma solução real ou um colóide, emi-ta um feixe de luz nela. Se a luz for desviada, a dispersão seráum colóide. 13.67 (a) Hidrofóbico (b) hidrofílico (c) hidro-fóbico 13.69 As repulsões eletrostáticas entre os grupos nasuperfície das partículas dispersas inibem a coalescência. Oscolóides hidrofílicos podem ser coagulados adicionando-seeletrólitos, e alguns colóides podem 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 não são as mesmas para esse amálgama. Apenas na situa-ção em que 1 kg de solvente e a massa de um litro de solução se-jam 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 oC mol–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 deles aumenta. O apolar CF4 tem a mais baixasolubilidade e o mais polar dos fluorocarbonos, CHClF2, tem amaior solubilidade em H2O. (d) A constante da lei de Henrypara CHClF2 é 3,5 � 10-2 mol L–1 atm–1. Esse valor é maior do quea constante da lei de Henry para N2(g) porque N2(g) é apolar ede massa molecular mais baixa do que CHClF2.

13.93

Respostas a exercícios selecionados �

cátion (g) � ânion (g) � solvente

Sólido iônico + solvente

U � energia de rede

Energia de solvatação de íons gasosos

Solução

�Hdiss

(a)

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

+ têm energias de rede menores do que ossais 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.No total, para os sais com cátions maiores, a energia de rede émenor (menos positiva), a energia de solvatação dos íons gaso-sos é mais negativa e o �Hdiss é menos endotérmico. Esses saissão mais solúveis em solventes não aquosos polares. 13.96 Afórmula mínima e molecular é C12H16N2O3.

�������� 14.1 (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 avelocidade 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) �[B]média/�t = 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–1 s–1 a 5.000 s, –5,8 � 10–7 mol L–1 s–1

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

2 �[N2O]/�t = 12 �[N2]/�t = �[O2]/�t

(c) –�[N2]/�t = – 13 �[H2]/�t = 1

2 �[NH3]/�t 14.11 (a)–�[O2]/�t = 0,43 mol/s; �[H2O]/�t = 0,85 mol/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. Aconstante 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, primeira ordem em B e de tercei-ra ordem como um todo. (c) unidade de k = mol–2 L2 s–1 14.15(a) Velocidade = k[N2O5] (b) Velocidade = 1,16 � 10–4 mol L–1 s–1

(c) Quando a concentração de N2O5 dobra, a velocidade da re-ação dobra. 14.17 (a, b) k = 1,7 � 102 mol–1 L s–1 (c) Se [OH–] étriplicada, 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–2 L2 s–1 (c) 12 �[NOBr]/�t = – �[Br2]/�t (d)

–�[Br2]/�t = 8,4 mol L–1 s–1 14.27 (a) [A]0 é a concentração emquantidade de matéria de A no tempo igual a 0. [A]t é a con-centração em quantidade de matéria no tempo t. t1/2 é o temponecessário 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 � 104

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 desegunda ordem em [A]. (b) k = 0,040 mol–1 L min–1 (c) t1/2 = 38min 14.37 (a) O gráfico 1/[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 = 1,1 s–1 (b) k = 4,9 s–1 14.49Um gráfico de ln k versus 1/T tem uma inclinação de–5,71 � 103; Ea = –R(inclinação) = 47,5 kJ/mol. 14.51 A rea-ção irá ocorrer 88 vezes mais rapidamente a 50 oC, supondoconcentrações iniciais iguais. 14.53 (a) Uma etapa elementaré um processo que ocorre em um único 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 etapa B� C é mais rápida,e a reação total A� C é exotérmica.14.59 (a) H2(g) + 2ICl(g)� 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

� Química: a ciência central

∆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 catalisador aumenta 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 fasediferente.14.65 (a) Multiplique os coeficientes na primeira reação pordois e some. (b) NO2(g) é um catalisador porque ele é 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 existentes no etileno sejaquebrada enquanto a molécula é adsorvida, de tal forma que oátomo de H sai como um átomo adsorvido. Isso exige energiade ativação maior do que simplesmente adsorver 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 � 2H2O + O2;nitrogenase: N2 � 2NH3 (fixação de nitrogênio) 14.73 (a) Areação catalisada é aproximadamente 10.000.000 vezes mais rá-pida a 25oC. (b) A reação catalisada é 180.000 vezes mais rápidaa 125oC. 14.75 �[Cl–]/�t = 7,8 � 10–7 mol L–1 s–1

14.78 (a) Velocidade = k[HgCl2][C2O42–]2 (b) k = 8,7 � 10–3 mol–2

L2 s–1 (c) Velocidade = 1,0 � 10–5 mol 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 � 103 s 14.84 Um grá-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)�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 � 107

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 leia a altura da coluna 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. Calculea pressão de H2(g) em cada tempo. Como P = (n/V)RT, �P/�ta 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) –�[H+]/�t = 2�[H2]/�t; a velocidade dedesaparecimento de H+ é duas vezes a velocidade de apareci-mento de H2(g). [H2] = P/RT (d) Variando-se a temperatura dobanho de temperatura constante, meça os dados de velocida-de em várias temperaturas e calcule a constante de velocidadek nessas temperaturas. Faça um gráfico de ln k versus 1/T; a in-clinação da reta é –Ea/R. (e) Meça os dados de velocidade a

temperatura constante, com a concentração de HCl constantee com a massa de Zn(s) constante, variando apenas 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 processo de desnaturação. No modelo chave-fechadura de 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 uma enzima é des-naturada, sua atividade é destruída porque o sítio ativo foi des-truído.

���������15.1 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 � B eB �A são iguais. 15.3 (a) Keq = 2,8 � 10–2 (b) Uma vezque 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-pressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produ-tos no equilíbrio para qualquer reação. Keq = PNOBr 2

/PNO � PBr 2

(b) A expressão da constante de equilíbrio é uma equação algébri-ca em que as variáveis são as concentrações dos produtos e re-agentes no equilíbrio para uma reação específica. A constantede equilíbrio é um número; ela é a razão calculada para a ex-pressão de equilíbrio para uma reação química em particular.(c) Introduza uma quantidade conhecida de NOBr2(g) em umrecipiente de volume conhecido a temperatura (conhecida)constante. Depois que o equilíbrio foi estabelecido, meça a pressãototal no frasco. Usando uma tabela de equilíbrio, calcule as pressõese as concentrações no equilíbrio, bem como o valor de Keq.15.57 (a) Keq = PN O2

� PNO 2/PN

3O ; homogêneo

(b) Keq = PCS 2� PH 2

4 /PCH 4� PH S

22

; homogêneo(c) Keq = PCO

4 /PNi(CO)4; heterogêneo

(d) Keq = [H+][F–]/[HF]; homogêneo(e) Keq = [Ag+]2/[Zn2+]; heterogêneo 15.9 (a) Principalmentereagentes (b) principalmente produtos 15.11 (a) Keq =4,2 � 102 (b) O equilíbrio 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) Keq = 1,2 � 10–4 (c) Keq = 8,3 � 103 15.17 (a) Keq = [Hg]4 PO2

/[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) Keq = PO2

15.19 Keq = 1,84 � 10–2 15.21 Keq = 51 15.23 (a) PH 2= 0,299 atm,

PN 2= 0,466 atm, PH O2

= 3,394 atm (com os algarismos significati-vos apropriados, esses valores são 0,3 atm, 0,5 atm e 3,4 atm)(b) Keq= 25,65 ou 3 � 101 (um algarismo significativo) 15.25(a) PCO2

� 3 87, , PH 2� 1 82, , PCO = 0,23 (b) Keq = 0,11 15.27 (a) Um

quociente de reação é o resultado de um conjunto geral de con-centrações enquanto a constante de equilíbrio necessita dasconcentrações no equilíbrio. (b) Para a direita (c) As concentra-ções usadas para calcular Q devem ser as concentrações noequilíbrio. 15.29 (a) Q = 3,35 � 10–7; a reação prosseguirá para aesquerda. (b) q = 1,68 � 10–10; a reação prosseguirá para a direi-ta. (c) Q = 2,19 � 10–10; a mistura está em equilíbrio. 15.31 PCl 2

=4,98 atm 15.33 (a) PBr 2

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

� �

18 atm

Respostas a exercícios selecionados �

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

atm� � 0 233, (b) Necessita-se de um pouco mais de0,608 g de PH3BCl3. 15.41 PIBr = 15,5 atm, P PI Br2 2

atm� � 0 926,15.43 (a) Desloca o equilíbrio para a direita (b) diminui o valorde K (c) desloca o equilíbrio para a esquerda (d) não afeta (e)não afeta (f) desloca o equilíbrio para a direita 15.45 (a) Nãoafeta (b) não afeta (c) aumenta a constante de equilíbrio (d)não afeta 15.47 (a) �Hº = –155,7 kJ (b) A reação é exotérmica,de forma que a constante de equilíbrio diminuirá com o au-mento da temperatura. (c) �n não é igual a zero, logo uma va-riação no volume a temperatura constante afetará a fração deprodutos na mistura em equilíbrio. 15.49 (a) Keq = 1,5 � 10–39 (b)Os reagentes são muito mais abundantes do que os produtos noequilíbrio. 15.51 Keq = 18 15.54 (a) Pt = 0,74 atm (b) Keq = 0,4015.57 PPH 3

atm� �6 8 10 2, – 15.60 (a) Q = 1,7; Q > Keq; a reaçãose deslocará para a esquerda. (c) Q = 5,8 � 10–3; Q < Keq; a mistu-ra de reação se deslocará para a direita. 15.63 O valor máxi-mo de 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 equilíbrio em um sistema, apenasa velocidade de aproximação da condição de equilíbrio. 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 Keq será pequena. (iii) H+ está abai-xo de Zn, de forma que a reação prosseguirá para a direita eKeq será grande. (c) Keq < 1 para essa reação, logo Cd está abai-xo de Fe. 15.72 (a) No equilíbrio, as reações direta e inversaocorrem em velocidades iguais. (b) Os reagentes são favoreci-dos no equilíbrio. (c) Um catalisador abaixa a 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 de Keq aumenta com o aumento da temperatura;a reação é endotérmica.

���������16.1 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 primeiraetapa de dissociação para H2SO4 é completa.) A presença de íonspossibilita que as soluções conduzam eletricidade; a presença deH+(aq) acima de 1 � 10–7 mol/L explica todas as outras proprie-dades relacionadas. 16.3 (a) A definição de Arrhenius de um áci-do está restrita às soluções aquosas; a definição de Brønsted–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 �B—L

Ácido +conjugado

Baseconjugada

(a) NH4+(aq) CN–(aq) HCN(aq) NH3(aq)

(b) H2O(l) (CH3)3N(aq) (CH3)3NH+(aq) OH–(aq)

(c) HCHO2(aq) PO43–(aq) HPO4

2–(aq) CHO2–(aq)

16.9 (a) Ácido: HC2O4–(aq) + H2O(l)� C2O4

2–(aq) + H3O+(aq)

Base: HC2O4–(aq) + H2O(l)�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 um dos sete ácidos fortes. (b) F–. HCl é um ácido mais for-te do que HF, logo F– é uma base conjugada mais forte. 16.15(a) HF(aq) + CO3

2– (aq), o equilíbrio localiza-se à esquerda (b)OH–(aq) + OH–(aq), o equilíbrio localiza-se à direita (c) H2S(aq) +C2H3O2

�(aq), o equilíbrio localiza-se à direita. 16.17 (a) A au-to-ionização é a ionização de uma molécula neutra em um ânione um cátion. A expressão de equilíbrio para a auto-ionizaçãoda água é H2O(l)�H+(aq) + OH–(aq). (b) A água pura é umcondutor de eletricidade ruim porque ela contém poucos íons.(c) Se uma solução for ácida, ela contém mais íons H+ do queOH–. 16.19 (a) [H+] = 2 � 10–10 mol/L, básica (b) [H+] =3,1 � 10–6 mol/L, ácida (c) [H+] = 1,0 � 10–8 mol/L, bási-ca 16.21 [H+] = [OH–] = 3,5 � 10–8 mol/L 16.23 (a) [H+] variade um fator de 100. (b) [H+] varia de um fator de 3,2 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) O pH = 7,8 está entre7 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 � 10–7 mol/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 ácida2,8 � 10–5 mol/L 3,6 � 10–10 mol/L 4,56 9,44 ácida5,6 � 10–9 mol/L 1,8 � 10–6 mol/L 8,25 5,75 básica5,0 � 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 � 10–3 mol/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 � 10–5 mol/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)�H+(aq) + BrO2

–(aq),Ka = [H+][BrO2

–]/[HBrO2];HBrO2(aq) + H2O(l)�H3O

+(aq) + BrO2–(aq),

Ka = [H3O+][BrO2

–]/[HBrO2](b) HC3H5O(aq)�H+(aq) + C3H5O2

–(aq),Ka = [H+][C3H5O2

–]/[HC3H5O2];HC3H5O2(aq) + H2O(l)�H3O

+(aq) + C3H5O2–(aq),

Ka = [H3O+][C3H5O2

–]/[HC3H5O2] 16.43 Ka = 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 � 10–3 mol/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 � 10–5 mol/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 � 10–4 mol/L, 2,2% deionização

�� Química: a ciência central

16.57 HX(aq)�H+(aq) + X–(aq); Ka = [H+][X–]/[HX]. Supon-do que a porcentagem de ácido que se ioniza é pequena. Faça[H+] = [X–] = y. Ka = y2/[HX]; y = Ka

1/2/[HX]1/2. Porcentagem deionização = y/[HX] � 100. Substituindo por y, a porcentagemde ionização = 100 Ka

1/2[HX]1/2/[HX] ou 100 Ka

1/2/[HX]1/2. Istoé, 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, [HC6H5O73–] = 1,2 � 10–9 mol/L. A aproxima-

ção de que a primeira energia de ionização é menor do que 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 desprezadas quando se calcula [H+] e o pH. 16.61Todas 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)� (CH3)2NH2

+(aq) + OH–(aq);Kb = [(CH3)2NH2

+][OH–]/[(CH3)2NH](b) CO3

2–(aq) + H2O(l)�HCO3–(aq) + OH–(aq);

Kb = [HCO3–][OH–]/[CO3

2–](c) CHO2

–(aq) + H2O(l)�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 � 10–3 mol/L (b) Kb = 1,4 � 10–4 16.69 (a) Para umpar ácido/base conjugado como C6H5OH/C6H5O

–, Kb para abase conjugada pode sempre ser calculado a partir de Ka parao ácido conjugado, logo não é necessária uma relação separa-da de Kb. (b) Kb = 7,7 � 10–5 (c) O fenolato é uma base mais fortedo que NH3. 16.71 (a) O ácido acético é mais forte. (b) O íonhipoclorito é a base mais forte. (c) Kb para 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 � 10–3 mol/L, pH = 11,58 (c)[NO2

–] = 0,50 mol/L, [OH–] = 3,3 � 10–6 mol/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 que a 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 do oxiácido aumen-ta. 16.83 (a) HNO3 é um ácido mais forte porque tem um áto-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 peloânion HSO4

–. (d) Para os oxiácidos, 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—H e faz com que H+ seja mais facilmente removido. 16.85(a) BrO– (b) BrO– (c) HPO4

2– 16.87 (a) Verdadeira (b) Falsa.Em uma série de ácidos que têm o mesmo 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 deBrønsted-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 ou Fe3+; 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) Fe3+, maior carga do cátion (c) Al3+, 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. Para concentrações 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) ou OH–(aq). Para essa solução,[H+] = 9,9 � 10–8 mol/L, pH = 7,01. 16.99 (a) Uma solução de0,1 mol/L de um ácido fraco (b) o ácido com Ka = 8 � 10–6 (c) abase 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 nãohaja 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 comoum 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 � 1013 íons H+ 16.109(a) Para a precisão dos dados relatados, o pH da água da chuva40 anos atrás era 5,4, nenhuma diferença do pH de hoje. Com al-garismos significativos extras, [H+] = 3,63 � 10–6 mol/L, pH =5,440. (b) Um balde de 20,0 L de água de chuva de hoje 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.

���������17.1 (a) A extensão de dissociação de um eletrólito fraco é di-minuída quando um eletrólito forte contendo um íon em co-mum com o eletrólito fraco é 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 � 10–5 mol/L, pH = 4,73,[C3H5O2

–] = 6,0 � 10–2 mol/L 17.7 (a) pH = 3,53 (b) pH =5,01 17.9 (a) 4,5% de ionização (b) 0,018% de ionização 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 ede 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) + Cl–(aq)� HC2H3O2(aq)+ Na+(aq) + Cl–(aq)(c) HC2H3O2(aq) + Na+(aq) + OH–(aq)� 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) pH no pontode equivalência aproximado da curva A = 8,0, pH no ponto 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

Respostas a exercícios selecionados �

no ponto de equivalência, mais forte a base conjugada (X–) emais fraco o ácido conjugado (HX). (b) A fenolftaleína, quemuda de cor na faixa de pH de 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) Kps = [Ag+][I–]; Kps = [Sr2+][SO4

2–]; Kps =[Fe2+][OH–]2; Kps = [Hg2

2+][Br–]2 17.37 (a) Kps = 7,63 � 10–9

(b) Kps = 2,7 � 10–9 (c) 5,3 � 10–4 mol de Ba(IO3)2/L 17.39 Kps =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 � 10–2 g/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 =Ksp � Kf = 8 � 104 17.51 (a) Q < Kps; nenhum Ca(OH)2 precipita(b) Q < Kps; 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 íons que podem estar na amostra são aqueles do grupo 3,Al3+, Fe2+, Zn2+, Cr3+, Ni2+, Co2+ ou Mn2+, e do grupo 5, NH4

+, Na+

ou K+. 17.59 (a) Torne a solução ácida com 0,5 mol/L de HCl;sature com H2S. CdS irá precipitar; ZnS não irá precipitar. (b)Adicione excesso de base; Fe(OH)3(s) precipita, mas Cr3+ 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 interesseseja excedido e os sais de fosfato precipitem. (b) Kps para os cá-tions no grupo 3 é muito maior, de forma que para exceder Kps

é necessária [S2–] maior. (c) Todos eles poderão se redissolverem soluções altamente ácidas. 17.63 (a) pH = 3,025 (b) pH =2,938 (c) pH = 12,862 17.65 (a) pKa = 4,68 17.68 HOBr eNaOBr em uma razão molar de 1 para 1. H2NNH3

+ e H2NNH2

em uma razão molar de 1 para 3,1. 17.70 (a) M= 82,2 g/mol (b)Ka = 3,8 � 10–7 17.72 (a) O pH no ponto de equivalência é 8,94;a fenolftaleína ou o azul de 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 HPO42–. pH =

7,75 17.78 1,1 � 103�L 17.84 [SO4

2–] = 9,7 � 10–4 mol/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 � 10–2 mol/L. 17.88 (a) H+(aq) +CHO2

–(aq)�HCHO2(aq) (b) K = 5,6 � 103 (c) [Na+] = [Cl–] =0,075 mol/L, [H+] = [HCHO2

–] = 3,7 � 10–3 mol/L, [HCHO2] =0,071 mol/L 17.90 [NH4

+] = 0,10 mol/L, [NH3] = 0,050mol/L, pH = 8,95 17.93 [Sr2+] = [SO4

2–] = 5,7 � 10–4 mol/L,Kps = 3,2 � 10–7

���������18.1 (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 � 10–4 torr. 18.51,5 � 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. Abaixo de 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 maisbaixa. (b) A primeira etapa na formação de O3 é a fotodissocia-ção de O2 para formar dois átomos 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 para a dissociação do que a ligação C—Cl e não 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 com a hemoglobina para bloquear o 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-soas com problemas respiratórios. É também a principal fonteda chuva ácida, que destrói as florestas e a vida selvagem naságuas naturais. (c) O3 é extremamente reativo e 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 do subsolo. (b) SO2 é liberado em gases vulcânicos e é tam-bém produzido pela ação de bactérias na decomposição dematéria vegetal e animal. (c) O óxido nítrico, NO, resulta daoxidação de matéria orgânica em decomposição e é formadonos relâmpagos. (d) CO é um produto possível da decomposi-ção de matéria vegetal.18.21 (a) H2SO4(aq) + CaCO3(s)� 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 equilíbrio para a direita.CaSO4(s) + 2H+(aq)� Ca2+(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—H em CH2O, 357 kJ/mol, é menor do que a energia ‘média’de ligação C—H. 18.25 As energias que entram na Terra e 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), SO42–, 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)�Mg(OH)2(s) +Ca2+(aq) 18.39 0,35 mol de Ca(OH)2, 0,15 mol de Na2CO3 18.41Al2(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

�� Química: a ciência central

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 média na superfície = 27 g/mol. Massa molar média naaltitude onde todo O2 foi fotodissociado = 19 g/mol. 18.502[18.7] + [18.9] = 2Cl(g) + 2O3(g) + 2ClO(g)� 2ClO(g) +3O2(g) + 2Cl(g) = 2O3(g)�

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 Keq diminui com o aumento datemperatura. 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) forsuficiente para superar Kps para Mg(OH)2, o sólido precipita-rá. 18.63 (a) PNO 2

torr� �1 6 10 5, – (b) 2 � 1019 moléculas deNO2 18.66 (a) � = 258 nm (b) O3(g) + O(g)� 2O2(g). Comoele é consumido e depois reproduzido, OH(g) é o catalisador nareação total, outro caminho para a destruição do ozônio. 18.70PNO = 0,08 atm; concentração de NO = 8 � 104 ppm 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

���������19.1 (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 temperatura ambien-te. (b) A fusão de um sólido é espontânea acima de seu pontode fusão mas não o é abaixo de seu ponto de fusão. 19.5 (a)Endotérmica (b) a 100 oC ou acima de 100 oC (c) abaixo de100 oC (d) a 100 oC 19.7 (a) Para um processo reversível, asmudanças 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 apartir de um processo reversível. (b) Não existe variação líqui-da na vizinhança. (c) A vaporização de água a vapor é reversí-vel se ela ocorrer na temperatura de ebulição da água parauma pressão (atmosférica) externa específica. 19.9 Não. �E éuma função de estado. �E = q + w; q e w não são funções de es-tado. Seus valores dependem do caminho, mas a soma, �E,não depende do caminho. 19.11 Sabemos que a fusão é umprocesso que aumenta a energia do sistema mesmo que nãoexista variação na temperatura. �E não é zero para o proces-so. 19.13 (a) Sim. (b) w = –Pext�V. Uma vez que o gás se ex-pande no vácuo, Pext = 0 e w = 0. (c) A força diretora é o aumentoda desordem do sistema. 19.15 (a) 16 arranjos totais (b)Ape-nas um arranjo (c) O gás irá adotar espontaneamente o estadocom desordem máxima, o estado com os arranjos mais possí-veis para as moléculas. 19.17 (a) �S é positivo. (b) Não. �S éuma função de estado, de forma que é independente do cami-nho. 19.19 (a) �S é positivo. (b) �S é positivo no Exercí-cio 19.2 (a) e (c). 19.21 S aumenta em (a), (b) e (c); S diminuiem (d) 19.23 (a) �S 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 molécula toda se move em um úni-co sentido; em um movimento rotacional a molécula gira ouroda ao redor de um eixo fixo. No movimento 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) a 1,5 atm (c) 1 mol de Ne(g) em 15,0 L (d)CO2(g) 19.31 (a) �S < 0 (b) �S > 0 (c) �S < 0 (d) �S > 0 19.33 (a)Sc(s), 34,6 J mol–1 K–1; Sc(g), 174,7 J mol–1 K–1. Em geral, 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), 280J/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–1 K–1; C(grafite) 5,69 J mol–1 K–1. A entropia interna na grafite é maiorporque existe liberdade translacional 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 medida que o número de átomos de carbo-no aumenta, a complexidade estrutural aumentada leva a maio-res graus de liberdade de movimento e So do hidrocarbonetoaumenta. 19.37 (a) �So = –120,5 J/K. O �So é negativo porqueexiste menor quantidade de matéria de gases nos produtos.(b) �So = +176,6 J/K. �So é positivo porque existe maior quan-tidade de gases nos produtos. (c) �So = +152,39 J/K. �So é posi-tivo porque o produto contém total maior de partículas emaior quantidade de matéria de gás. (d) �So = +92,3 J/K. �So épositivo porque existe maior quantidade de matéria de gásnos produtos. 19.39 (a) �G = �H – T�S (b) Se �G é positivo, oprocesso é não espontâneo, mas a reação inversa é espontâ-nea. (c) Não existe relação entre �G e a velocidade de rea-ção. 19.41 (a) Exotérmica (b) �So é negativo; a reação leva auma diminuição da desordem. (c) �Go = –9,9 kJ (d) Se todos osreagentes e produtos estão presentes em seus estados padrão,a reação é espontânea nessa temperatura. 19.43 (a) �Ho =–537,22 kJ, �So = 13,7 J/K, �Go = –541,40 kJ, �Go = �Ho – T�So =–541,31 kJ(b) �Ho = –106,7 kJ, �So = –142,2 J/K, �Go = –64,0 kJ, �Go = �Ho –T�So = –64,3 kJ(c) �Ho = –508,3 kJ, �So = –178 J/K, �Go = –465,8 kJ, �Go = �Ho –T�So = –455,1 kJ. A discrepância nos valores de �Go deve-se àsincertezas experimentais nos dados termodinâmicos tabela-

Respostas a exercícios selecionados ��

HVibracional

Translacional

Rotacional

H Cl

O OC

H Cl

H Cl

Cl

H(c) Cl

dos. (d) �Ho = –165,9 kJ, �So = 1,4 J/K, �Go = 166,2 kJ, �Go = �Ho

– T�So = –166,3 kJ 19.45 (a) �Go = –140,0 kJ, espontânea (b)�Go = +104,70 kJ, não espontânea (c) �Go = +146 kJ, não espon-tânea (d) �Go = –156,7 kJ, espontânea 19.47 (a) C6H12(l) +12O2(g)� 6CO2(g) + 12H2O(l) (b) Uma vez que �So é nega-tivo, �Go é menos negativo do que �Ho. 19.49 (a) A reação di-reta é espontânea a baixas temperaturas, mas não espontâneaa altas temperaturas. (b) A reação é não espontânea no sentidodireto a todas as temperaturas, mas torna-se espontânea atemperaturas mais altas. (d) A reação torna-se espontânea nosentido direto a temperaturas muito altas. 19.51 �S > +76,7 J/K19.53 (a) T = 330 K (b) espontânea 19.55 (a) �Ho = 155,7 kJ, �So

= 171,4 J/K. Desde que o �So é positivo, �Go torna-se mais ne-gativo com o aumento da temperatura. (b) �Go = 19 kJ. A rea-ção é não espontânea sob condições padrão a 800 K. (c) �Go =–15,7 kJ. A reação é espontânea sob condições padrão a 1.000K. 19.57 (a) Te = 79 oC (b) com base no manual de químicaCRC Handbook of Chemistry and Physics, 74th edição, Te = 80,1oC. Os valores são impressionantemente próximos; a pequenadiferença deve-se ao desvio do comportamento ideal peloC6H6(g) e à incerteza na medida experimental do ponto deebulição e dos dados termodinâmicos. 19.59 C2H2(g) + 5

2O2(g)� 2CO2(g) + H2O(l) (b) –1.299,5 kJ de calor produzido por

mol de C2H2 queimado (c) wmáx = –1.235,1 kJ/mol deC2H2 19.61 (a) �G torna-se mais negativo. (b) �G torna-semais positivo. (c) �G torna-se mais positivo. 19.63 (a) �Go =–5,40 kJ (b) �G = 0,30 kJ 19.65 (a) �Go = –16,77 kJ, Kp = 870 (b)�Go = 8,0 kJ, Kp = 0,04 (c) �Go = –497,9 kJ, Kp = 2 � 1087 19.67�Ho = 269,3 kJ, �So = 0,1719 kJ/K (a) PCO 2

atm� �6 0 10 39, – (b)PCO2

atm� �1 6 10 4, – 19.69 (a) HNO2(aq)�H+(aq) +NO2

–(aq) (b) �Go = 19,1 kJ (c) G = 0 no equilíbrio (d) �G =–2,72 kJ 19.73 (a) �H > 0, �S > 0 (b) �H < 0, �S < 0 (c) �H > 0,�S > 0 (d) �H > 0, �S > 0 (e) �H < 0, �S > 0 19.77 O propilenoterá maior So a 25 oC. No propileno, existe uma rotação livre aoredor da ligação simples C—C; essa maior liberdade de rota-ção leva a maior entropia absoluta. 19.81 (a) �Go = –33,32 kJ,�G = – 47,98 kJ (b) �Go = –1.336,8 kJ, �G = –1.324,2 kJ (c) �Go =–159,4 kJ, �G = –152,1 kJ 19.83 (a) Keq = 4 � 1015 (b) Um au-mento na temperatura diminuirá a fração em quantidade dematéria de CH3COOH no equilíbrio. Temperaturas elevadasdevem ser usadas para aumentar a velocidade de reação. (c)Keq = 1 a 836 K ou 563 oC. 19.86 �Go = –2.878,8 KJ, 94,4 molATP/mol de glicose 19.89 (a) qrev = nRT ln(V2/V1) (b) �S =8,4 J/K (c) Quando um gás se expande, existem mais arranjospossíveis para as partículas e a entropia aumenta. O sinal positi-vo para �S no item (b) é coerente com essa previsão. (d) �S = –1,5� 102 J/K 19.93 (a) A polimerização do etileno reduz o número

de partículas no sistema, logo espera-se que �Spol seja negativo.(b) Se a reação for espontânea e a entropia do sistema diminuir, aentalpia de polimerização deve ser exotérmica. (c) �Hpol =1,36 � 10–19 J por monômero de C2H4 (d) Em termos de estrutu-ra, um polímero de condensação impõe mais ordem ao(s) mo-nômero(s) do que um polímero de adição. Mas, apolimerização de condensação não leva a uma redução no nú-mero de partículas no sistema, sendo �Spol menos negativo doque para a polimerização por adição. 19.96 (a) S C S

� � Aordem de ligação C—S é aproximadamente 2. (b) Os domíniosde 2e– em torno de C, arranjo linear, estrutura molecular linear(c) CS2(l) + 3O2(g)� CO2(g) + 2SO2(g) (d) �Ho = –1.077,0 kJ;�Go = –1.060,5 kJ. A reação é exotérmica (–�Ho) e espontânea

(–�Go) a 298 K. (e) �Svap = 86,6 J/K. �Svap 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) Te = 320 K = 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.

����������20.1 (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, +2 para 0; N, –2 para 0 (c) N, +5 para +2; S, –2 para 0 (d) Cl,+4 para +3; O, –1 para 0 20.5 (a) TiCl4(g) + 2Mg(l)� Ti(s)+ 2MgCl2(l) (b) Mg(l) é o redutor; TiCl4 é o oxidante. 20.7 (a)Sn2+(aq)� Sn4+(aq) + 2e–, oxidação (b) TiO2(s) + 4H+(aq) +2e– � Ti2+(aq) + 2H2O(l), redução (c) ClO3

–(aq) + 6H+(aq) + 6e–

� Cl–(aq) + 3H2O(l), redução (d) 4OH–(aq)�O2(g) +2H2O(l) + 4e–, oxidação (e) SO3

2–(aq) + 2OH–(aq)� SO42–(aq) +

H2O(l) + 2e–, oxidação 20.9 (a) Cr2O72–(aq) + I–(aq) + 8H+(aq)

� 2Cr3+(aq) + IO3–(aq) + 4H2O(l); agente oxidante, Cr2O7

2–;agente redutor, I– (b) 4MnO4

–(aq) + 5CH3OH(aq) + 12H+(aq)� 4Mn2+(aq) + 5 HCO2H (aq) + 11H2O(l); agente oxidante,

MnO4–, agente redutor, CH3OH (c) I2(s) + 5OCl–(aq) + H2O(l)

� 2IO3–(aq) + 5Cl–(aq) + 2H+(aq); agente oxidante, OCl–;

agente redutor, I2 (d) As2O3(s) + 2NO3–(aq) + 2H2O(l) + 2H+(aq)

� 2H3AsO4(aq) + N2O3(aq); agente oxidante, NO3–; agente re-

dutor, As2O3 (e) 2MnO4–(aq) + Br–(aq) + H2O(l)� 2MnO2(s) +

BrO3–(aq) + 2OH–(aq); agente oxidante, MnO4

–; agente redutor,Br– (f) Pb(OH)4

2–(aq) + ClO–(aq)� PbO2(s) + Cl–(aq) +2OH–(aq) + H2O(l); agente oxidante, ClO–; agente redutor,Pb(OH)4

2– 20.11 (a) A reação Cu2+(aq) + Zn(s)� Cu(s) +Zn2+(aq) está ocorrendo em ambas as figuras. Na Figura 20.3 osreagentes estão em contato, enquanto na Figura 20.4 asemi-reação de oxidação e a semi-reação de redução estãoocorrendo em compartimentos separados. Na Figura 20.3 ofluxo de elétrons não pode ser isolado nem utilizado; 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 decatodo para manter o balanço de cargas à medida que os íons Cu2+

são removidos. 20.13 (a) Ag+(aq) + 1e–� Ag(s);Fe(s)� Fe2+(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 do eletro-do de Fe (–) no sentido do eletrodo de Ag (+). (e) Os cátions mi-gram no sentido do catodo de Ag(s); os ânions migram nosentido do anodo de Fe(s). 20.15 A força eletromotriz, fem, é a di-ferença de energia potencial entre um elétron no anodo e um elé-tron no catodo de uma célula voltaica. (b) Um volt é a diferença deenergia potencial necessária para fornecer 1 J de energia para umacarga de 1 coulomb. (c) A célula voltaica, Ecel, é a fem de uma célulaeletroquímica. 20.17 (a) 2H+(aq) + 2e–� H2(g) (b) Um eletro-do padrão de hidrogênio, EPH, tem componentes que estão nascondições padrão, 1 mol/L de H+(aq) e H2(g) a 1 atm. (c) A lâminade 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 relativo de uma semi-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 deenergia. 20.21 (a) Cr2+(aq) � Cr3+(aq) + e–; Tl3+(aq) +2e– � Tl+(aq) (b) Eredº = 0.78 V

� Química: a ciência central

(c)

20.23 (a) Eo = 0,823 V (b) Eo = 1,89 V (c) Eo = 1,211 V (d) Eo = –1,21 V20.25 (a) 3Ag+(aq) + Cr(s)� 3Ag(s) + Cr3+(aq), Eo = 1,54 V(b) As duas combinações têm valores de Eo praticamente iguais:2Ag+(aq) + Cu(s)� 2Ag(s) + Cu2+(aq), Eo = 0,462 V;3Ni2+(aq) + 2Cr(s)� 3Ni(s) + 2Cr3+(aq), Eo = 0,46 V 20.27(a) MnO4

–(aq) + 8H+(aq) + 5e– �Mn2+(aq) + 4H2O(l), Eredº =1,51 V (b) A semi-reação no item (a) (c) Sn2+(aq)� Sn4+(aq)+ 2e– (d) 5Sn2

+(aq) + 2MnO4–(aq) + 16H+(aq)� 5Sn4+(aq)

2Mn2+(aq) + 8H2O(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 for galvanizado, e o eletrodo de estanho perde massa àmedida que Sn for oxidado. (c) Cu2+(aq) + Sn(s)� Cu(s) +Sn2+(aq). (d) Eo = 0,473 V. 20.31 (a) Negativo (d) direi-ta 20.33 (a) Cl2(g) (b) Ni2+(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) <Sn2+(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) �Go = –103 kJ; 20.23 (b) �Go = –365 kJ; 20.23(c) �Go = –96,5 kJ; 20.23 (d) �Go = 730 kJ20.43 (a) 2Fe2+(aq) + S2O6

2–(aq) + 4H+(aq)�2Fe3+(aq) + 2H2SO3(aq); 2Fe2+(aq) + N2O(aq) + 2H+ (aq)�2Fe3+(aq) + N2(g) + H2O(l); Fe2+(aq) + VO2

+(aq) + 2H+(aq)�Fe3+(aq) + VO2+(aq) + H2O(l) (b) Eo = –0,17 V, �Go = 33 kJ;Eo = –2,54 V; �Go = 4,90 � 102 kJ; Eo = 0,23 V, �Go = –22 kJ 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 =0,53 V (c) E = 0,46 V 20.51 (a) Eo = 0,46 V (b) E = 0,42 V 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[Zn2+] aumenta; no compartimento do catodo [Zn2+] dimi-nui 20.55 Eo = 0,763 V, pH = 1,6 20.57 (a) Eo = 0,16 V, K =2,54 � 105 = 3 � 105 (b) Eo = 0,277, Keq = 2,3 � 109 (c) Eo = 0,44 V,Keq = 1074 20.59 (a) Keq = 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 capaz de produzir 7,5 V. 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) Eo = 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) Asbaterias 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)� Fe2+(aq) + 2e–; catodo: O2(g) + 4H+(aq) +4e– � 2H2O(l) (b) 2Fe2+(aq) + 3H2O(l) + 3H2O(l)� Fe2O3�3H2O(s) + 6H+(aq) + 2e–; O2(g) + 4H+(aq) + 4e– � 2H2O(l)20.71 (a) Zn2+ tem um potencial de redução mais negativo doque o de Fe2+. Se tanto e Zn quanto 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)� Cl2(g) + 2e– 20.75 (a) Osprodutos são diferentes porque na eletrólise aquosa a água éreduzida em preferência a Mg2+. (b) MgCl2(l)�Mg(l) +Cl2(g); 2Cl–(aq) + 2H2O(l)� Cl2(g) + H2(g) + OH–(aq) (c) Mg2+

é reduzido, Eo = –3,73 V; a H2O é reduzida, Eo = –2,19 V 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) 10,5 L de Cl2(g) (b)0,940 mol de NaOH 20.83 wmáx = –110 kJ 20.85 (a) 4,0 � 105 gde Li (b) 0,24 kWh/mol de Li 20.87 (a) 3MnO4

2–(aq) + 4H+(aq)� 2MnO4

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

–(aq) + 2H+(aq) + H2O(l) (c) Cl2(aq) + 2OH–(aq)� Cl–(aq) + ClO–(aq) + H2O(l) 20.90 (a) 2Rh3+(aq) + 3Cd(s)� 2Rh(s) + 3Cd2+(aq) (b) Cd(s) é o anodo, e Rh(s) é o cato-

do. (c) Eredº = 0,80 V (d) �Go = –695 kJ 20.93 (a) Eo = 1,08 V (b)

[Ni2+] aumenta à medida que a célula funciona. (c) [Ag+] = 0,474= 0,5 mol/L 20.95 Eo = 0,368 V, Keq = 1,6 � 106 20.97 (a) Nadescarga, Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l)� Cd(OH)2(s) +2Ni(OH)2(s). Na recarga, ocorre a reação inversa. (b) Eo = 1,25V (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 Eo. 20.100 A água (umidade) fornece um meio para otransporte de íon que completa a célula voltaica e facilita acorrosão. A corrosão ocorre mais rapidamente em solução áci-da porque O2 tem potencial de redução mais positivo na pre-sença de H+(aq). SO2 e seus produtos de oxidação dissolvem-seem água para produzir soluções ácidas, que encorajam a cor-rosão. As reações anódicas e catódicas para a corrosão de Nisão Ni(s)�Ni2+(aq) + 2e–, Ered

º = – 0,28 V; O2(g) + 4H+(aq) +4e– � 2H2O(l), Ered

º = 1,23 V. NiO(s), formado pela oxidaçãopelo 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)�Ni2+(aq) + H2O(l) 20.103 O índioestá 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) Eo = 0,028 V (b) anodo: Fe2+(aq)�Fe3+(aq) + 1e–; catodo: Ag+(aq) + e– �Ag(s) (c) �So = 148,5 J.Como �So é positivo, �Go se tornará mais negativo e Eo se tor-

Respostas a exercícios selecionados ��

ÂnionsCátions

��

Tl�(aq), Tl3�(aq)Cr2�(aq), Cr3�(aq)

CatodoInerte (Pt)

Anodo Inerte (Pt)

e�e�

� �

Cl�(aq)

e� e�Bateria

� �

Reação do anodo2Cl� → Cl2 � 2e�

Reação do catodoCu2� � 2e� → CuCu2�(aq)

ÂnionsCátions

nará mais positivo à medida que a temperatura aumen-ta. 20.113 Kps = 1 � 10–12 20.116 [Sn2+] = 0,530 mol/L, [H+] =0,140 mol/L, [SO4

2–] permanece inalterada.

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

1p (b) 10 e (c) 1

0 �

21.5 (a) 83214

84214

10Bi Po + e� �

(b) 79195

10Au + e� (elétron do orbital)� 78

195Pt

(c) 1938

1838

10K Ar + e� (d) 94

24292

23624Pu U + He�

21.7 (a) 82211

83211

10Pb Bi +� � � (b) 25

502450

10Mn Cr + e�

(c) 74179

10

73179W + e Ta� � (d) 90

23088

22624Th Ra + He�

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

(b) 47

10Be + e� (elétron do orbital)� 3

7 Li

(c) 75187

76187

10Re Os + e� � (d) 42

9812

01

4399Mo + H n + Tc�

(e) 92235

01

54135

3899

01U + n Xe + Sr + 2 n�

21.25 (a) 92238

01

92239U + n U + 0

0� �

(b) 714

11

611

24N + H C + He� (c) 8

1801

919

10O n F e� � ��

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 = 53,9dias 21.35 (a) 4,1 � 10–12 g de 226Ra decaem em 1,0 min,1,1 � 1010 partículas 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 238U e tem 1,8 � 109 anos. 21.41�m = 4,378 � 10–9 g 21.43 �m = 0,200287 u, �E = 2,98912 � 10–11

J/núcleo de 23Na necessários, 1,80009 � 1013 J/mol de23Na 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 de 235U 21.49(a) 59Co; ele tem a mais alta energia de coesão por núcleon, e aenergia de coesão dá origem ao defeito de massa. 21.51 59Feé incorporado ao componente de dieta e fornecido como ali-mento aos coelhos. As amostras de sangue são removidas dos

animais, os glóbulos vermelhos separados e a radioatividadeda amostra é medida. Se o ferro nos 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, eassim por diante. 21.53 (a) Os tubos de controle controlam o 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; ele pode reagir com quase todas as 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 oscátions ou lado positivo de uma molécula polar. As reaçõesácido–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 � 108 desintegrações/s,3,2 � 108 Bq (b) 1,5 � 102 mrad, 1,5 � 10–3 gy, (c) 1,5 � 103 mrem,1,5 �10–2 Sv 21.63 82

210Pb 21.65 Os radionuclídeos mais mas-sivos terão as maiores razões nêutron/próton, portanto, elesirão decair por um processo que diminua essa razão, emissãobeta. 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 � 106

partículas alfa/s; 3,5 � 10–5 Ci 21.70 3,7 � 104 desintegra-ções/s; 4,8 � 1013 núcleos de 90Sr ou 7,2 � 10–9 g de 90Sr 21.73Se 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 narealidade mais alta do que isso; podemos supor que os vegetaisnão absorvam iodo. 21.75 7Be, 8,612 � 10–13 J/núcleon; 9Be,1,035 � 10–12 J/núcleon; 10Be: 1,042 � 10–12 J/núcleon. As energiasde coesão/núcleon para 9Be e para 10Be são muito similares; aenergia para o 10Be é ligeiramente mais alta. 21.77 2 � 105 g deU/ano 21.79 7,55 � 1019 núcleos de 36Cl, k = 7,3 � 10–14 s–1, 5,5� 106 desintegrações/s 21.81 (a) 1,4 � 1017 partículas alfa (b)

PHe = 0,28 torr

����������22.1 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 muito pequeno para encaixar 5 átomos de flúor,e ele não tem orbitais d disponíveis que possam ajudar a aco-modar mais de 8 elétrons. (b) Si não forma ligações � 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)�HN3(aq) + LiOH(aq)(b) 2C3H7OH(l) + 9O2(g)� 6CO2(g) + 8H2O(l)(c) NiO(s) + C(s)� CO2(g) + Ni(s) ou

�� Química: a ciência central

2NiO(s) + C(s)� CO2(g) + 2Ni(s)(d) AlP(s) + 3H2O(l)� PH3(g) + Al(OH)3(s)(e) Na2S(s) + 2HCl(aq)�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 elementosdo grupo 7A, o hidrogênio precisa de apenas um elétron paracompletar seu nível de valência.22.13 (a) Mg(s) + 2H+(aq)�Mg2+(aq) + H2(g)

(b) C(s) + H2O(g)�1 000. �C

CO(g) + H2(g)

(c) CH4(g) + H2O(g)�1 100. �C

CO(g) + 3H2(g)22.15 (a) NaH(s) + H2O(l)�NaOH(aq) + H2(g)(b) Fe(s) + H2SO4(aq)� Fe2+(aq) + H2(g) + SO4

2–(aq)(c) H2(g) + Br2(g)� 2HBr(g) (d) Na(l) + H2(g)�2NaH(s)

(e) PbO(s) + H2(g)��

Pb(s) + H2O(g)22.17 (a) Molecular (b) iônico (c) metálico 22.19 O xenôniotem energia de ionização mais baixa do que o argônio; porqueos 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 tambémmaior e pode acomodar mais facilmente um octeto de 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) ácidobromídrico (e) ácido paraperiódico (f) tetrafluoreto de xenô-nio 22.25 (a) As forças atrativas intermoleculares de Van derWaals aumentam com o aumento do número de elétrons nosátomos. (b) F2 reage com a água. F2(g) + H2O(l)� 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. Aforça oxidante e à eletronegatividade diminuem na ordemdada. 22.27 (a) Br2(l) + 2OH–(aq)� BrO–(aq) + Br–(aq) +H2O(l) (b) Cl2(g) + 3I–(aq)� 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 fabricação do aço; 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 C� C são quebradas;no tratamento de água22.33 (a) CaO(s) + H2O(l)� Ca2+(aq) + 2OH–(aq)(b) Al2O3(s) + 6H+(aq)� 2Al3+(aq) + 3H2O(l)(c) Na2O2(s) + 2H2O(l)� 2Na+(aq) + 2OH–(aq) + H2O2(aq)(d) N2O3(g) + H2O(l)� 2HNO2(aq)(e) 2KO2(s) + 2H2O(l)�2K+(aq) + 2OH–(aq) + O2(g) + H2O2(aq)(f) NO(g) + O3(g)�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) 2Fe3+(aq) + H2S(aq)� 2Fe2+(aq) + S(s) + 2H+(aq)(b) Br2(l) + H2S(aq)� 2Br–(aq) + S(s) + 2H+(aq)(c) 2MnO4

–(aq) + 6H+(aq) + 5H2S(aq)�2Mn2+(aq) + 5S(s) + 8H2O(l)(d) 2NO3

–(aq) + H2S(aq) + 2H+(aq)�2NO2(aq) + S(s) + 2H2O(l)

22.41

22.43 (a) SO2(s) + H2O(l)�H2SO3(aq)�H+(aq) +HSO3

–(aq)(b) ZnS(s) + 2HCl(aq)� ZnCl2(aq) + H2S(g)(c) 8SO3

2–(aq) + S8(s)� 8S2O32–(aq)

(d) SO3(aq) + H2SO4(l)�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, mas nãoé 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)� 3Mg(OH)2(s) + 2NH3(aq)(b) 2NO(g) + O2(g)� 2NO2(g)(c) N2O5(g) + H2O(l)� 2H+(aq) + 2NO3

–(aq)(d) NH3(aq) + H+(aq)�NH4

+(aq)(e) N2H4(l) + O2(g)�N2(g) + 2H2O(g)22.51 (a) 2NO3

–(aq) + 12H+(aq)�N2(g) + 8H+(aq) + 6e–,Ered Vº ,� �1 25 (b) 2NH4

+(aq)�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) O fósforo é um átomomaior do que o nitrogênio, e P tem orbitais 3d energetica-mente disponíveis, que participam na 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 presença de H2O provoca a protonaçãode 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)� P4(g)+ 6CaSiO3(l) + 10CO2(g)

Respostas a exercícios selecionados ��

Se2�(a)

Pirâmide trigonal

O O

OAngular (rotação livre em torno da ligação S — S)

Cl(b) ClS S

O

Cl

H

S(c)

Tetraédrica (em torno de S)

O

O

H

H

N

�(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)�H3PO3(aq) + 3H+(aq) + 3Cl–(aq)(c) 6Cl2(g) + P4(s)� 4PCl3(l) 22.59 (a) HCN (b) SiC (c)CaCO3 (d) CaC2

22.61

22.63 (a) ZnCO3(s)��

ZnO(s) + CO2(g)(b) BaC2(s) + 2H2O(l)� Ba2+(aq) + 2OH–(aq) + C2H2(g)(c) C2H4(g) + 3O2(g)� 2CO2(g) + 2H2O(g)(d) 2CH3OH(l) + 3O2(g)� 2CO2(g) + 4H2O(g)(e) NaCN(s) + H+(aq)�Na+(aq) + HCN(g)22.65 (a) 2CH4(g) + 2NH3(g) + 3O2(g) �cat

800 C� 2HCN(g)+ 6H2O(g)(b) NaHCO3(s) + H+(aq)� CO2(g) + H2O(l) + Na+(aq)(c) 2BaCO3(s) + O2(g) + 2SO2(g)� 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) SiO32– (c) SiO3

2– 22.73 (a) Odiborano tem átomos de hidrogênio em ponte unindo doisátomos de B. A estrutura do etano tem átomos de 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 hídricoindica que os átomos de H em B2H6 têm mais do que a quanti-dade normal de densidade eletrônica para um átomo de H li-gado covalentemente. 22.76 (a) 88,2 g 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 Lewis

para NO43– seria

A carga formal em N é +1 e em cada átomo de O é –1. Os qua-tro átomos eletronegativos de oxigênio retiram densidade ele-trônica, deixando o nitrogênio deficiente. Como N podeformar um máximo de quatro ligações, ele não pode formar li-gação � 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)� Ge(l) + CO2(g)Ge(l) + 2Cl2(g)� GeCl4(l)GeCl4(l) + 2H2O(l)� GeO2(s) + 4HCl(g)GeO2(s) + 2H2(g)� Ge(s) + 2H2O(l)22.91 P = 0,174 atm 22.93 (a) �Hcomb = –285,83 kJ/mol de H2,–890,4 kJ/mol de CH4 (b) �Hcomb = –141,79 kJ/g de H2, –55,50kJ/g de CH4 (c) �Hcomb = –1,276 � 104 kJ/m3 de H2, 3,975 � 104

kJ/m3 de CH4 22.96 SO2(g) + 2H2S(s)� 3S(s) + H2O ou

8SO2(g) + 16H2S(g)� 3S8(s) + 16H2O(g)(b) 2,0 � 103 mol = 5,01 � 104 L de H2S(g) (c) 9,5 � 104 g de S portonelada 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

����������23.1 Ferro: hematita, Fe2O3; magnetita, Fe3O4. Alumínio: bauxi-ta, Al2O3 �xH2O. Nos minérios, o ferro está 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)��

2PbO(s) + 2CO2(g)

(b) PbCO3(s)��

PbO(s) + CO2(g)

(c) WO3(s) + 3H2(g)��

W(s) + 3H2O(g)

(d) ZnO(s) + CO(g)��

Zn(l) + CO2(g)23.7 (a) SO3(g) (b) CO(g) fornece um ambiente redutor paratransformar Pb2+ em Pb.(c) PbSO4(s)� PbO(s) + SO3(g); PbO(s) + CO(g)�Pb(s) + CO2(g)23.9 FeO(s) + H2(g)� Fe(s) + H2O(g);FeO(s) + CO(g)� Fe(s) + CO2(g);Fe2O3(s) + 3H2(g)� 2Fe(s) + 3H2O(g);Fe2O3(s) + 3CO(g)� 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)� 2CO(g), �H = –221 kJ. (b) O calcário, CaCO3, é a fonte de

óxido básico para a formação da escória: CaCO3(s)��

CaO(s)+ CO2(g); CaO(l) + SiO2(l)� CaSiO3(l). (c) O coque é o com-bustível para o alto-forno e a fonte de CO, o principal agente re-dutor no forno. 2C(s) + O2(g)� 2CO(g); 4CO(g) + Fe3O4(s)� 4CO2(g) + 3Fe(l) (d) A água age como fonte de

hidrogênio e como meio de controlar a temperatura. C(s) +H2O(g)� CO(g) + H2(g), �H = +131 kJ 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, Al3+ reage com excesso de OH– para formar o íoncomplexo Al(OH)4

–, enquanto os sólidos de Fe3+ não podemreagir. Isso permite a separação dos sólidos indesejáveis deferro pela filtração. 23.15 Para purificar eletroquimicamenteo cobalto bruto, usa-se uma célula de eletrólise na qual o metalbruto é o anodo, uma fina folha de cobalto puro é o catodo e oeletrólito 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)� Co2+(aq) + 2e–; reação do catodo:Co2+(aq) + 2e– � Co(s). 23.17 O sódio é metálico; cada áto-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 No modelo de mar de elétrons, os elétrons movi-mentam-se na rede metálica, enquanto os átomos de pratapermanecem mais ou menos fixos na posição. Sob a influência

�� Química: a ciência central

C N(a)� (b) C O C C(c)

2�

S C S(d) O C(e) O

C

2�(f)

uma das três estruturas de ressonância equivalentes

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 nas densidades indicadistâncias de ligação metal–metal mais curtas passando-se daesquerda para a direita na série. Parece que a extensão da liga-ção metal–metal aumenta na série e que todos os elétrons devalência nesses elementos estão envolvidos na ligação metáli-ca. 23.23 De acordo com a teoria de banda, um isolante tem asbandas 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 parcialmente preenchida separa-da por uma pequena 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 lantanídeo é o nome dado à diminui-ção no tamanho atômico devido ao 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]4s1 3d5 tem 6 elétrons de valência,alguns ou todos dos quais estão envolvidos na ligação, levan-do a estados de oxidação múltiplos. Al, [Ne]3s23p1, tem apenas3 elétrons de valência, que são todos perdidos ou comparti-lhados durante a ligação, produzindo exclusivamente o esta-do de oxidação +3. 23.37 (a) Cr3+, [Ar]3d3 (b) Au3+, [Xe]4f145d8

(c) Ru2+, [Kr]4d6 (d) Cu+, [Ar]3d10 (e) Mn4+, [Ar]3d3 (f) Ir+

[Xe]6s14f145d7 23.39 Ti2+ 23.41 Fe2+ é um agente redutor que éfacilmente oxidado a Fe3+ na presença de O2 do ar. 23.43 (a)Fe(s) + 2HCl(aq)� FeCl2(aq) + H2(g) (b) Fe(s) + 4HNO3(g)� Fe(NO3)3 (aq) + NO(g) + 2H2O(l) 23.45 Os elétrons de-

semparelhados em um material paramagnético faz com queele seja 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)� 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 dissolveem H2O(l) para formar ácido sulfúrico, H2SO4(aq). Uma fábricade ácido sulfúrico próxima a uma usina de ustulação fornece-ria uma maneira para dispor do perigoso SO2(g) que também ge-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 de valência 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) Na condução metálica, os átomos metálicos estão esta-cionários enquanto alguns elétrons de valência atuam comotransportadores de cargas. Na condução eletrolítica os íonsmóveis transportam carga através do líquido. 23.57 Eo se tor-nará mais negativo à medida que a estabilidade (o valor de Kf)do complexo aumentar. 23.60 Em um sólido ferromagnéticoos spins de todos os elétrons desemparelhados estão parale-los. À medida que a temperatura do sólido aumenta, 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)�2NiO( )s � 2SO2(g)(b) 2C(s) + O2(g)� 2CO(g);C(s) + H2O(g)� CO(g) + H2(g);NiO(s) + CO(g)�Ni(s) + CO2(g);NiO(s) + H2(g)�Ni(s) + H2O(g)(c) Ni(s) + 2HCl(aq)�NiCl2(aq) + H2(g)(d) NiCl2(aq) + 2NaOH(aq)�Ni(OH)2(s) + 2NaCl(aq)(e) Ni(OH)2(s)�NiO(s) + H2O(g)23.65 2,63 � 106 kg ou 2,90 � 103 toneladas 23.68 7,3 � 102 g deNi2+(aq) 23.70 Nas condições do conversor, H+ necessáriopara a oxidação de Fe no ar não está 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 camada deescória básica. 23.73 (a) O potencial padrão de redução paraH2O(l) é muito maior do que o de Mg2+(aq) (– 0,83 V versus–2,37 V). Em soluções aquosas H2O(l) seria preferencialmentereduzida e nenhum Mg(s) seria obtido. (b) 1,0 � 103 kg deMg 23.76 (a) Keq = 6 � 10–9 (b) O equilíbrio constante é muitomenor que um; o processo não é prático. (c) Keq = 2 � 1011.Uma vez que Keq >> 1 para esse processo, ele é potencialmenteútil. Entretanto, a ordem de grandeza de Keq não nos diz nadasobre a velocidade da reação. Poderia ser necessário calor, umcatalisador ou ambos poderiam ser úteis.

��������� 24.1 (a) Um complexo metálico consiste um íon metálico ligado aum número de moléculas ou 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 orbitaisd, s e p, agem como receptores de par de elétrons ou ácidos deLewis. Os ligantes, que têm no mínimo um par de elétronsnão compartilhados, agem como doadores de par de 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–, 1O2– (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 esfera de 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.

Respostas a exercícios selecionados ��

24.11 (a) A orto-fenantrolina, o-phen, é bidentada (b) o oxalato,C2O4

2–, é bidentado (c) a etilenodiaminatetracetato, EDTA, éhexadentada (d) a etilenodiamina, en, é bidentada 24.13 (b)O aumento na entropia, +�S, associado à substituição de doisou mais ligantes monodentados por um ligante quelante ge-ralmente dá origem ao efeito quelato. As reações químicas com+�S tendem a ser espontâneas, têm �G negativo e valorespositivos 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 180o; noisômero cis esse ângulo de ligação é 90 oC. O isômero cis é qui-ral. 24.25 (a) Um isômero (b) Isômeros trans e cis com ângu-los Cl—Ir—Cl de 180o e 90o, respectivamente (c) isômerostrans 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 � e a energia da transição d–dpara um complexo d1 são iguais. (c) A série espectroquímica éuma seqüência de ligantes de acordo com suas habilidadesem aumentar a diferença de energia �. 24.35 A cor amareladeve-se à absorção de luz em torno de 400 a 430 nm, a cor azulabsorve em torno de 620 nm. O comprimento de onda maiscurto corresponde a uma transição eletrônica de mais altaenergia e um valor maior de �. O cianeto é um ligante de cam-po forte, e espera-se que seus complexos tenham maiores va-lores de � do que os complexos com a água. 24.37 (a) Ru3+, d5

(b) Cu2+, d9 (c) Co37, d6 (d) Mo5+, d1 (e) Re3+, d4 24.39 (a)[Ar]4s23d5, [Ar]3d4, 2 elétrons desemparelhados (b) [Kr]5s14d7,[Kr]4d5, 1 elétron desemparelhado (c) [Kr]5s14d8, [Kr]4d6, 0 elé-

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 restantestambém estão em trans entre si. O ligante bidentado etilenodia-mina é muito pequeno para ocupar dois 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)� [Ag(NH3)2]

+(aq) + Cl–(aq)(b) [Cr(en)2Cl2]Cl2]Cl(aq) + 2H2O(l)� [Cr(en)2(H2O)2]

3+(aq) +3Cl–(aq); 3Ag+(aq) + 3Cl–(aq)� 3AgCl(s)(c) Zn(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq)� Zn(OH)2(s) + 2NaNO3(aq);Zn(OH)2(s) + 2NaOH(aq)� Zn(OH)4]

2–(aq) + 2Na+(aq)(d) Co2+(aq) + 4Cl–(aq)� [CoCl4]

2– (aq) 24.57 (a) Sapato es-querdo (b) hélice de madeira (c) um taco de golfe 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 �

e � mais longo para o íon complexo. (b) [V(H2O)6]2+. V2+ tem

carga mais baixa, logo a interação com o ligante produzirá umcampo mais fraco, menor � e um comprimento de onda absor-vido mais longo. (c) [CoCl4]

2–. Cl– é um ligante de campo fracoque impõe menor � e � mais longo para o íon complexo.

�� Química: a ciência central

H3N

ONO

NH3

ONO

Pd(a)

cis transH3N

NH3

ONO

ONO

Pd

�

N N

ClN

N

V

Cl

V

�

N N

NCl

N

Cl

dxy, dxz, dyz

dx2y2, 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 na série espectroquímica, o que signifi-ca que o complexo terá grande desdobramento �, característi-co de complexos de spin baixo. 24.71 (a) Co está no mesmoestado de oxidação +3 em ambos os complexos. (b) Os íonsque formam precipitado com AgNO3(aq) e BaCl2(aq) estão forada esfera de coordenação. O composto A violeta-escuro formaum precipitado com BaCl2(aq) mas não forma com AgNO3(aq),de forma que ele tem SO4

2– fora da esfera de coordenação e Br–

coordenado, [Co(NH3)5Br]SO4. O composto B violeta averme-lhado forma um precipitado com AgNO3(aq) mas não formacom BaCl2(aq), logo ele tem Br– fora da esfera de coordenação eSO4

2– coordenado, [Co(NH3)5SO4]Br. (c) Os compostos A e Bsão 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 Mg2+/L, 53,4 mg de Ca2+/L

����������25.1 Os átomos de carbono tanto com 2 quanto com 3 átomosde hidrogênio têm arranjos tetraédricos, ângulos de ligaçãode 109o e hibridização sp3. O átomo de carbono com um hidro-gênio tem arranjo trigonal plano, ângulos de ligação de 120o ehibridização 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 que o carbono. 25.5 (a) Um hidrocarboneto decadeia linear tem todos os átomos de carbono conectados emcadeia contínua. Um hidrocarboneto de cadeia ramificada tem ra-mificação; no mínimo 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 asligações são ligações �. 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 ligado triplamente, 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 resultam na abertura do anel. Não existe tensão compará-vel nos anéis de cinco e seis membros.(b) C2H4(g) + HBr(g)� CH3CH2Br(l);

C6H6(l) + CH3CH2Br(l)�AlCl 3

C6H5CH2CH3(l) + HBr(g)25.31 O intermediário é um carbocátion. Um dos átomos de Canteriormente envolvido na ligação está agora ligado a umsegundo átomo de H do haleto de hidrogênio. O outro átomode C anteriormente envolvido na ligação carrega uma cargapositiva e forma apenas três ligações sigma, duas a átomos ad-jacentes de C e uma a H. 25.33 �Hcomb/mol de CH2 para o ci-clopropano = 693,3 kJ, para o ciclopentano = 663,4 kJ. O�Hcomb/grupo CH2 para o ciclopropano é maior porque C3H6

contém um anel tencionado. Quando a combustão ocorre, a

Respostas a exercícios selecionados �

2�(a)

NC CN

CNNC

CO

O

Fe

C

CH3 CH2 CH2 CH2CH1-penteno

3-metil-1-butenoCH3 CH2 CH CH3CH

2-pentenoCH2 CH CH CH3

CH3

2-metil-1-butenoCH2 C CH2 CH3

CH3

2-metil-2-butenoCH3 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

C CH3

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 molécula tem isômeros óticos. O átomo de carbono qui-ral está ligado aos grupos cloro, metil, etil e propil. 25.49 (a)Um aminoácido � contém função NH2 no carbono adjacente àfunção ácido carboxílico. (b) Na formação da proteína, os ami-noácidos sofrem reação de condensação entre um grupo ami-no de uma molécula e o grupo ácido carboxílico 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 compostos de 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, 4 e 5 são quirais porque cada um deles carrega quatro gru-pos diferentes. (b) Tanto a forma � (mostrada aqui) quanto aforma � (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 emanel de seis membros da glicose é a unidade que forma a basedo glicogênio. As unidades de glicose monoméricas são uni-das por ligações �. 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

�� Química: a ciência central

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 + HPO42– �C4H7O3CH2 — O — PO3

2– + H2O25.67 Na estrutura helicoidal 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, existe uma citosina na ou-tra fita, de forma que o total de adenina se iguala ao total de ti-mina, e o total de guanina se iguala ao total de citosina.25.69

H�C�C �CH2OH

25.72

O ciclopenteno não mostra isomerismo cis–trans porque aexistência do anel exige que as ligações C—C sejam cis entre si.

25.75

(O grupo –OH não pode ser ligado ao átomo de carbono do al-ceno; essas moléculas são chamadas ‘alcooóis vinílicos’ e sãoinstáveis.) 25.80 A diferença entre um hidrogênio alcoólico eum hidrogênio de ácido carboxílico localiza-se no carbono aoqual –OH está ligado. Em um ácido carboxílico o oxigênio car-bonílico eletronegativo retira densidade eletrônica da ligaçãoO — H, tornando a ligação mais polar e H mais ionizável. Emum álcool nenhum átomo eletronegativo 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 umaaldoexose, 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,enquanto a molécula apolar CF4 sofre apenas forças de dispersão.

25.91

25.93 �G = –36 kJ

25.97 [AMPOH–]/[AMPO2–] = 0,65

Respostas a exercícios selecionados ��

HH

C

O

C

H

HH

OH

C

N

N

O

C

NH2

CH2O�O

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