APOSTILA - Exercícios de Química Geral

APOSTILA - Exercícios de Química Geral

(Parte 1 de 5)

FOZ DO IGUAÇU 2006

2 CADERNO DE EXERCÍCIOS DE QUÍMICA GERAL

LISTA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA1
LISTA 2 - TEORIA ATÔMICA3
LISTA 3 - TABELA PERIÓDICA6
LISTA 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS16
LISTA 5 - REAÇÕES QUÍMICAS18
LISTA 6 - SOLUÇÕES21
LISTA 7 - ELETROQUÍMICA2
LISTA 8 - DETERIORAÇÃO DE MATERIAIS24
LISTA 9 - TERMODINÂMICA26
LISTA 10 - CIÊNCIA DOS MATERIAIS29

1 LISTA 1 – ESTRUTURA ATÔMICA

1. a) O que é um isótopo? b) Por que as massas atômicas dos elementos não são números inteiros? 2. Existe diferença entre massa e peso atômico? 3. A partir das seguintes massas isotópicas e abundâncias, calcule a massa atômica do magnésio:

Isótopo Abundância Massa 24 78,60% 23,993 25 10,1% 24,994 26 1,29% 25,991 4. Quantos gramas há em 1uma (unidade de massa atômica) de um material? 5. Escreva uma tabela descrevendo as propriedades das partículas subatômicas estudadas em sala de aula. Cite outros tipos de partículas subatômicas conhecidas. 6. Qual a natureza das forças que asseguram a estabilidade do núcleo, formado de partículas carregadas positivamente e partículas neutra? 7. Uma moeda de cobre possui 3,14g de massa. A densidade do cobre é igual a

8,96g/cm3 . Qual o volume da moeda de cobre?

8. Escreva os postulados do modelo de Dalton. 9. Defina, as seguintes leis da Química: Lei da conservação de massa, lei das proporções definidas, lei das proporções múltiplas. 10. Escreva a composição química do ar em porcentagem. 1. Escreva as diferenças entre os seguintes termos: material cristalino X material molecular, fase X composto. 12. Explique e de exemplos das propriedades físicas e químicas de materiais. 13. Calcule a energia cinética, em joules e em quilojoules, de uma motocicleta, de 225kg, viajando a 80Km/h. 14. O dióxido de carbono (gelo seco) tem uma temperatura de 195K. Qual é sua temperatura, na escala Celsius? 15. O tungstênio, usado como filamento em lâmpadas, tem um ponto de ebulição de 5927°C. Qual o seu ponto de ebulição expresso em graus Kelvin? 16. Dê a nomenclatura sistemática às seguintes substâncias:

NH3 NaOH

Ca(OH)2 CH3CH2OH CaBr2

NH4NO3 HCl

SO2 17. Dê a definição de matéria.

18. Defina substância pura e mistura, mistura homogênea e heterogênea. 19. Explique como as observações de Faraday sobre a eletrólise indicaram que a carga elétrica se apresenta em unidades discretas. 20. Como podemos explicar a luminosidade que se emite quando um gás a baixa pressão, em um tubo de descarga, é submetido a uma alta voltagem.

21. Descreva a função de cada um dos componentes que aparecem no tubo de raios catódicos. 2. Explique por que o experimento de Thomson, por si só, não é suficientemente abrangente para obter o valor da massa do elétron. 23. Quais as diferenças em estrutura e energias envolvidas nos estados líquido, sólido e gasoso? 24. O nitrogênio na natureza está formado por dois isótopos cujas massas são: 15N=15,0001 e 14N=14,00307. Calcular a massa atômica do nitrogênio sabendo que as riquezas respectivas dos isótopos são 0,37% e 9.63%. 25. Com base nos trabalhos iniciados por Faraday havia sido possível estudar a relação carga massa do íon H+ sendo: q+/m(H+) =9,573x107C/kg. Se a relação +

Hm q /m e=2000; calcule a massa de um íon H+ em kg.

26. O valor aceito internacionalmente para a carga do elétron é 1,6022x10-19C.

Calcule a) a carga de 1mol de elétrons, b) a massa do elétron usando a relação determinada por Thomson, c) a massa de um elétron. 27. Investigue a diferença entre radiografia e difração. 28. As doses equivalentes de radiação que uma pessoa recebe é medida em

Sieverts, unidade que leva em conta não só a energia que o tecido recebe, mas o dano ocasionado em função da natureza da radiação. Investigue sobre a explosão nuclear em Chernobil e quais foram e serão os efeitos globais do desastre. 29. Escreva um texto sobre as experiências de Chadwick que levaram à descoberta do nêutron. 30. Investigue a diferença entre Fluorescência e fosforescência. 31. Investigue amplamente sobre quimiluminescência e fotoluminescência. 32. Investigue as aplicações práticas do efeito fotoelétrico, nas células fotoelétricas, por exemplo. 3. O limiar fotoelétrico da prata é 262nm. a) Calcular a função trabalho da prata. b) Calcular a energia cinética máxima dos elétrons emitidos pela ação da radiação

3 LISTA 2 - TEORIA ATÔMICA

1. a) Cite dois importantes conceitos da mecânica quântica, associados com o modelo de Bohr do átomo. b) Cite duas importantes melhoras que resultaram da mecânica ondulatória. c) Quatização dos níveis de energia e a dualidade da partícula/onda. d) O principio de incerteza de Heisenberg, onde não se pode determinar simultaneamente, com exatidão, a quantidade de movimento e posição do e- . A descoberta que todas as partículas elementares em movimento

levam uma onda associadas a elas

2. Escreva a configuração eletrônica para os seguintes íons: P5+ , P3-

3. De que ordem é o diâmetro atômico? (expresse-o em Angstrom). 4. Determine a relação existente entre o comprimento de onda de um fóton e sua quantidade de movimento. Utilize a eq. de Planck ( E=hν) e a eq. de Einstein para a energia de uma partícula (E=mc2). 5. Calcule a energia de um fóton de uma radiação cujo comprimento de onda é 3Å.

Expresse o resultado em kJ, eV e Erg. 6. Calcule a energia necessária para promover um elétron do átomo de hidrogênio desde a órbita mais estável até a n=4. 7. O raio do átomo de hidrogênio no seu estado estável é 5,29x10-9 cm. Calcule a força de atração do núcleo sobre o elétron. 8. Deduzir o número de prótons, nêutrons e elétrons dos seguintes átomos: 9. O nitrogênio na natureza está formado por dois isótopos cujas massas são:

15N=15.0001 e 14N=14.00307. Calcular a massa atômica do nitrogênio sabendo que as riquezas respectivas dos isótopos são 0,37% e 9.63%. 10. a) Calcule os raios das primeiras órbitas de Bohr para o átomo de Hidrogênio, utilizando a equação (1.8). b) Utilize os valores desses raios para calcular a velocidade do e- em cada uma dessas órbitas. 1. Calcule o valor da constante de Rydberg, a partir da seguinte equação 1.9 12. Determinar o comprimento de onda de De Broglie para a) uma bola de baseball (m=1kg) movendo-se a uma velocidade de 10m/s, b) um elétron com energia cinética de 100eV. 13. Quantos elétrons estão ocupando o nível de energia mais alto de um átomo de a)Ba, b) Na, c)Al e d) Oxigênio? 14. O que estabelece o princípio de exclusão de Pauli, a regra de Aufbau e a regra de Hund. 15. Calcular a incerteza n o momento de um elétron cuja posição esta localizada com uma imprecisão de 0,05Å. O que você conclui deste resultado. 16. Os valores permitidos para os números quânticos dos elétrons são n = 1,2,3,4; l =0, 1, 2, 3, (n-1); m = 0, ±1, ±2; ms = + ½ , - ½. Escreva os quatro números quânticos que caracterizam os elétrons das camadas k, l , m, n. 17. Qual a freqüência do fóton que tem a energia de: a) 1eV; b) 1KeV; c) 1MeV; 18. A função trabalho do tungstênio é 4,58eV. Calcular a energia cinética máxima dos elétrons se o comprimento de onda da luz incidente for: a) 200 nm; b) 250 nm; 19. A energia mínima necessária para remover um elétron da superfície do césio metálico é igual a 3,14x10-19J. Determine o comprimento de onda máximo da luz capaz de produzir uma corrente de fotoelétrons do césio metálico. 20. Supondo que a luz incidente sobre a superfície metálica do césio metálico possua um comprimento de onda 50nm menor do que aquele calculado no problema anterior determine a velocidade do elétron ejetado. 21. A intensidade da luz solar na superfície terrestre é de aproximadamente 1400W/m2 admitindo que a energia média dos fótons é 2eV (correspondente ao comprimento de onda de 600nm) calcule o número de fótons que atinge 1cm2 de área superficial por segundos. 2. À medida que n aumenta, a distância entre níveis de energia adjacentes aumenta ou diminui? 23. A energia cinética do elétron no estado fundamental do átomo de hidrogênio é 13,6eV=Eo . A energia cinética do elétron no estado n=2 é? 24. Calcule o valor da constante de Rydberg. 25. O raio do átomo de hidrogênio no seu estado estável é 5,29x10-9cm. Calcule a força de atração do núcleo sobre o elétron. 26. O raio da órbita n=1 do átomo de hidrogênio é ao = 0,053nm. Qual é o raio da órbita n=5? 27. Calcule a energia de um fóton de uma radiação cujo comprimento de onda é 3Å.

Expresse o resultado em kJ, eV e Erg. 28. Determine a relação existente entre o comprimento de onda de um fóton e sua quantidade de movimento. Utilize a equação de Planck (E = hν) e a equação de Einstein para a energia de uma partícula (E = mc2). 29. Use os valores conhecidos das constantes da equação do 1° raio de Bohr para mostrar que ao é aproximadamente igual a 0,0529nm. 30. Determine os comprimentos de onda na série de Lyman das transições:

31. Determine a energia das três transições de maior comprimento de onda da série de Balmer e os comprimentos de onda correspondentes. 32. Um átomo de hidrogênio se encontra no décimo estado excitado do modelo de

Bohr (n=1) a) Qual o raio da órbita de Bohr? b) Qual o momento angular do elétron? c) Qual a energia cinética do elétron? d) Qual a energia potencial do elétron? e) Qual a energia total do elétron? 3. (Prova 2003-Engenharia Mecânica) A luz amarela do sódio com um comprimento de onda λ = 5890 quando incide sobre uma lâmina de potássio provoca fotoemissão de elétrons que escapam da superfície com energia de

0,577x10-19J. Entretanto a luz ultravioleta do mercúrio com λ = 2537 quando incide sobre o mesmo metal permite que elétrons escapem com energia de 5,036 x 10-19J. a) Deduzir a constante de Planck b) Qual a função trabalho do potássio? c) Explique claramente em que consiste o efeito fotoelétrico desenhando um gráfico para deduzir a expressão e indique a importância deste conceito no estabelecimento do modelo atual do átomo.

34. Quando se ilumina uma superfície com luz de 512nm se observa que a energia máxima dos elétrons emitidos é 0,54eV. Qual a energia cinética máxima quando a superfície for iluminada por luz de 365nm?

35. (Prova 2002- Engenharia Elétrica) Niels Bohr em 1913 propôs um modelo atômico que levava em conta os resultados obtidos por Planck, Einstein, e Rutherford. a) De forma clara explique cada um desses resultados. b) Segundo Bohr o elétron do átomo de hidrogênio se move sob a influência da atração de Coulomb do núcleo positivo. Usando essa suposição demonstre que a velocidade orbital é

Ze v o2 piε

(diga o significado de cada termo dessa equação) 36. (Prova 2002- Engenharia Elétrica) Se os comprimentos de onda de De Broglie de um elétron e um próton forem iguais, então:

a) A velocidade do próton (vp) é maior que a velocidade do elétron (ve). b) A velocidade do próton (vp) e a velocidade do elétron (ve) são iguais.

c) A velocidade do próton (vp) é menor que a velocidade do elétron (ve). d) A energia do próton é maior do que a do elétron.

e) As respostas (a) e (d) são corretas. Demonstrar todas as opções. Massa do próton = 1,672x10-27Kg. Massa do elétron = 9,109x10-31Kg.

6 LISTA 3 - TABELA PERIÓDICA

1. Diga o nome e o símbolo para os elementos cuja localização na tabela periódica é: a) Grupo 1A período 4 b) Grupo 3A período 3 c) Grupo 6A período 2 d) Grupo 2A período 6 2. Por que o flúor apresenta raio atômico menor que o oxigênio e cloro? 3. Quantos elétrons não pareados são encontrados nos seguintes átomos nos seus estados fundamentais: a) Mn b) Sc c) Fe d) Zn 4. O primeiro estado excitado é a configuração mais próxima do estado fundamental e ao mesmo tempo mais alta que este. Escreva a configuração eletrônica correspondente ao primeiro estado excitado dos seguintes elementos: a) Ne b) Li. 5. a) Que subcamada está sendo preenchida para os elementos terras raras e quais são estes elementos? b) Que subcamada eletrônica está sendo preenchida para os actinóides? c) Baseando-se na configuração eletrônica o que tem em comum os elementos do grupo 7A? 6. As energia de ionização do Li e K são 519 e 418 kJ/mol, respectivamente. Dos seguintes valores, qual seria a energia de ionização para o sódio e por quê? (a) - -334; (b) 360; (c) -450; (d) 494; (e) 635. 7. Os números atômicos de três elementos A, B, e C são 20, 30 e 53, respectivamente. Indicar: a) símbolo, b) configuração eletrônica, c) posição na tabela periódica, d) ordenar por eletronegatividade. 8. O raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, caráter metálico e poder oxidante e redutor são propriedades periódicas, defina e explique cada uma de elas indicando as tendências na tabela periódica. 9. Quais das seguintes designações de orbitais não são possíveis: 6s, 2d, 8p, 4f, 1p e 3f? 10. A quais grupos pertencem os seguintes elementos: Cl, Al, Cs, Ce e U? Por que o

Al é usado como material estrutural de baixo peso? Como reage com a água? Compare com o Fe. 1. Escreva uma tabela comparativa das principais propriedades físicas e químicas dos metais e não metais. 12. Qual é a configuração eletrônica e valência mais provável do elemento de número atômico 10? 13. Quais as características em comum que possuem os metais de transição?

Explique brevemente cada uma de elas. 14. Quais são algumas das aplicações dos lantanídeos? 15. Defina ou explique os seguintes termos: período, grupo, grupo B, elemento representativo, elemento de transição interna?

16. Em qual grupo da tabela periódica está: a) um halogênio, b) um metal alcalino, c) um metal alcalino-terroso, d) um calcogênio, e) um gás nobre? 17. Por que um número de elementos de cada período da tabela periódica aumenta de cima para baixo? 18. Usando somente a tabela periódica, dê as configurações eletrônicas nos estados fundamentais de: a) C (Z=6), b) P (Z=15), c) Cr (Z=24), d) As (Z=3), e) Sr (Z=38), f) Cu (Z=29). Usar a notação espectroscópica. 19. Usando somente a tabela periódica, dê as configurações eletrônicas nos estados fundamentais de: a) Al3+, b) Ca2+, c) Rb+, d) O2-, e) Br--, f) Ti2+, g) Mn3+ 20. Usando somente a tabela periódica, dê o símbolo do átomo, no estado fundamental, que tem a seguinte configuração na camada de valência: a) 3s2, b) 2s2, 2p1, c) 4s2, 4p3, d) 5s2, 5p4, e) 6s2, 6p6. 21. Qual o significado do tamanho de um átomo? Quais são os problemas associados às determinações do tamanho atômico? 2. Onde se encontram na tabela periódica os elementos com primeiras energias de ionização mais altas. Explique? 23. O volume da uma amostra de um sólido C contendo 1mol de átomos é 5,0cm3, enquanto uma amostra de N é de 14cm3. Calcule a densidade de cada um destes dois sólidos. 24. Para cada um dos seguintes pares de átomos, indique qual tema primeira energia de ionização mais alta e explique brevemente por que: (a) S e P, (b) Al e Mg, (c) Sr e Rb, (d) Cu e Zn, (e) Rn e At, (f) K e Rb. 25. Como a primeira energia de ionização do íon Cl- está relacionada com a afinidade eletrônica do átomo de Cl? 26. Por que a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a primeira? 27. Para cada um dos seguintes pares de átomos, estabeleça qual deveria ter a maior afinidade eletrônica e explique por que: a) Br e I, b) Li e F, c) F e Ne; 28. As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, possuem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raios: Ne, F-, Na+, O2- Mg2+. 29. Que elemento é: a) um halogênio no quinto período, b) um gás nobre no terceiro período, c) um metal alcalino com mais uma camada ocupada do que o potássio, d) um elemento de transição com uma configuração 4d3? 30. Coloque em ordem decrescente de raio atômico: Se2-, S2-, Te2-, O2-. 31. A primeira energia de ionização do Na é 496 kJ mol-1. A afinidade eletrônica do

Cloro é 348 kJ mol-1. Considere que um mol de átomos de Na gasoso reage com 1 mol de átomos de Cl gasoso para formar um mol de Na+ e Cl-. Este processo libera ou absorve energia? Quanto? 32. Calcule a freqüência e o comprimento de onda de luz necessária para ionizar átomos de lítio, sendo que a primeira energia de ionização é 520 Kj mol-1. 3. Qual das seguintes espécies tem o menor raio iônico: Fe2+ ou Fe3+. Explique. 34. Qual dos átomos deve ter maior afinidade eletrônica: C ou N? Explique. 35. A primeira energia de ionização do ouro (Z=79) é maior do que da prata (Z=47), cuja posição é imediatamente acima na tabela periódica. Explique. 36. Quantos elétrons estão presentes na camada de valência de: a) N3- b) O2- c) F- d) Ne

37. Dê os símbolos de todos os átomos no estado fundamental que tenha a) configurações da camada de valência 4s1, b) configuração da camada de valência 5s2 5p2, c) subcamada 3d semipreenchida, d) subcamada 3d totalmente preenchida; 38. Resolver também os exercícios: 7.5 a 7.18, 7.27 a 7.31, 7.3 a 7.35, 7.39, 7.41 e 7.42, do livro Química Geral - Russell.

1. O aluno deve desenvolver individualmente um trabalho sobre os assuntos seguintes:

• Configuração eletrônica dos elementos sugeridos.

• Propriedades físicas e químicas (tamanho, eletronegatividade, afinidade eletrônica, reatividade, densidade, propriedades magnéticas e elétricas etc.).

• Diferenças de algum dos elementos em relação ao restante do grupo.

• Capacidade de formar compostos ou complexos.

• Ocorrência e obtenção (processamento para obter o metal puro ou ligas).

• Uso dos elementos (exemplos). 2. O trabalho deve conter como mínimo 10 paginas e deve ser apresentado no padrão de trabalhos científicos. (Apresentação, peso 15%). 3. Além da bibliografia indicada o aluno poderá solicitar material complementar ao monitor. 4. O aluno deverá responder também as questões específicas sugeridas. 5. Disponibilizar una copia do trabalho para toda a turma, pois cada aluno devera conhecer o trabalho desenvolvido por todos. 6. O trabalho é de caráter estritamente individual. Serão eliminados trabalhos idênticos, considerando que cada aluno tem seu próprio estilo de resumir um determinado tópico. 7. O desenvolvimento e complexidade cientifica das questões é parte integrante da avaliação. A apresentação de um assunto que você não conhece e muito perigoso, pois o professor pode pedir explicação (Originalidade e conteúdo peso 65%). 8. A defesa do seu trabalho em data a ser definida faz parte da avaliação, preparasse (peso 20%).

1) Grupo IA - Metais Alcalinos a) Por que os elementos do grupo IA: são univalentes, principalmente iônicos, apresentam as mais baixas energias de ionização e são muito moles? b) Quais as fontes comuns destes Metais Alcalinos e como os elementos podem ser obtidos a partir delas? c) Enumere diferenças entre o comportamento químico do lítio e dos demais metais alcalinos, apresentando razões para justificar estas diferenças. d) Quais as propriedades químicas dos elementos? e) Em que lugar da tabela periódica são encontrados os metais com maior ponto de fusão? f) O raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, caráter metálico e poder oxidante e redutor são propriedades periódicas, defina e explique cada uma de elas indicando as tendências na tabela periódica.

2) Grupo IIA -Metais Alcalinos Terrosos.

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