22.14.18: Capítulo 18

1.

Todos os metais alcalinos têm um único elétron s em sua camada mais externa. Em contraste, os metais alcalino-terrosos têm uma subcamada s completa em sua camada mais externa. Em geral, os metais alcalinos reagem mais rapidamente e são mais reativos do que os metais alcalino-terrosos correspondentes no mesmo período.

3.

$\begin{array}{l}\text{Na}+{\text{EU}}_2⟶\text{2 Nai}\\ \text{2Na}+\text{Se}⟶{\text{Na}}_2\text{Se}\\ \text{2Na}+{\text{O}}_2⟶{\text{Na}}_2{\text{O}}_2\end{array}$
$\begin{array}{l}\text{Sr}+{\text{EU}}_2⟶{\text{Sri}}_2\\ \text{Sr}+\text{Se}⟶\text{SrSe}\\ \text{2Sr}+{\text{O}}_2⟶\text{2S Ro}\end{array}$
$\begin{array}{l}\text{2Al}+{\text{3I}}_2⟶{\text{2 Ali}}_3\\ \text{2Al}+\text{3Se}⟶{\text{Al}}_2{\text{Se}}_3\\ \text{4Al}+{\text{3O}}_2⟶{\text{2Al}}_2{\text{O}}_3\end{array}$

5.

As formas possíveis de distinguir entre os dois incluem espectroscopia de infravermelho por comparação de compostos conhecidos, um teste de chama que fornece a cor amarela característica do sódio (o estrôncio tem uma chama vermelha) ou a comparação de suas solubilidades em água. A 20 °C, o NaCl se dissolve na medida de$\frac{\text{35,7 g}}{\text{100 mL}}$comparado com$\frac{\text{53,8 g}}{\text{100 mL}}$para SrCl ₂. O aquecimento a 100° C fornece um teste fácil, uma vez que a solubilidade do NaCl é$\frac{\text{39,12 g}}{\text{100 mL}},$mas o do SrCl ₂ é$\frac{\text{100,8 g}}{\text{100 mL}}.$A determinação da densidade em um sólido às vezes é difícil, mas há diferença suficiente (2,165 g/mL de NaCl e 3,052 g/mL de SrCl ₂) para que esse método seja viável e talvez o teste mais fácil e mais barato de realizar.

7.

(uma)$\text{2Sr}(s)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{2S Ro}(s);$(b)$\text{Sr}(s)+\text{2 HBr}(g)⟶{\text{sRBr}}_2(s)+{\text{H}}_2(g);$(c)$\text{Sr}(s)+{\text{H}}_2(g)⟶{\text{sRH}}_2(s);$(d)$\text{6Sr}(s)+{\text{P}}_4(s)⟶{\text{2Sr}}_3{\text{P}}_2(s);$(e)$\text{Sr}(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Sr}{(\text{OH})}_2(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2(g)$

9.

11 libras

11.

Sim, o estanho reage com o ácido clorídrico para produzir gás hidrogênio.

13.

No PbCl ₂, a ligação é iônica, conforme indicado pelo seu ponto de fusão de 501 °C. No PbCl ₄, a ligação é covalente, como evidenciado por ser um líquido instável à temperatura ambiente.

15.

$\text{2 CSCl}(l)+\text{Ca}(g)\stackrel{\begin{array}{l}\text{contracorrente}\\ \text{fracionando}\\ \text{torre}\end{array}}{\to }\text{2 Cs}(g)+{\text{CaCl}}_2(l)$

17.

Cátodo (redução):${\text{2 Li}}^{+}+{\text{2e}}^{-}⟶\text{2 Li}(l)\text{;}$Ânodo (oxidação):${\text{2 Cl}}^{-}⟶{\text{Cl}}_2(g)+{\text{2e}}^{\text{−}};$Reação geral:${\text{2 Li}}^{+}+{\text{2 Cl}}^{-}⟶\text{2 Li}(l)+{\text{Cl}}_2(g)$

19.

0,5035 g H ₂

21.

Apesar de sua reatividade, o magnésio pode ser usado na construção civil mesmo quando o magnésio vai entrar em contato com uma chama, porque uma camada protetora de óxido é formada, evitando a oxidação grossa. Somente se o metal estiver finamente subdividido ou presente em uma folha fina, uma chama de alta intensidade causará sua queima rápida.

23.

Extrato do minério:$\text{Lao}(\text{OH})(s)+\text{NaOH}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Na}\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right](\mathrm{uma}q)$
Recuperar:$\text{2Na}\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right](s)+{\text{H}}_2{\text{ENTÃO}}_4(\mathrm{uma}q)⟶\text{2Al}{(\text{OH})}_3(s)+{\text{Na}}_2{\text{ENTÃO}}_4(\mathrm{uma}q)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$
Sinterização:$\text{2Al}{(\text{OH})}_3(s)⟶{\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+{\text{3H}}_2\text{O}(g)$
Dissolva em Na ₃ AlF ₆ (l) e eletrolisar:${\text{Al}}^{\mathrm{3+}}+{\text{3e}}^{-}⟶\text{Al}(s)$

25.

25,83%

27.

39 kg

29.

(a) H ₃ BPH ₃:

(b)${\text{BF}}_4{}^{\text{−}}:$

(c) Bbr ₃:

(d) B (CH ₃₃):

(e) B (OH) ₃:

31.

1 s ² 2 s ² p ⁶ 3 s ² 3 p ² 3 d ⁰.

33.

_{(a) (CH 33) SiH: ligação sp ³ sobre Si; a estrutura é tetraédrica; (b)}${\text{SiO}}_4{}^{\text{4−}}:$ligação sp ³ sobre Si; a estrutura é tetraédrica; (c) Si ₂ H ₆: ligação sp ³ sobre cada Si; a estrutura é linear ao longo da ligação Si-Si; (d) Si (OH) ₄: ligação sp ³ sobre Si; a estrutura é tetraédrico; (e)${\text{SiF}}_6{}^{\text{2−}}:$ligação sp ³ d ² em torno de Si; a estrutura é octaédrica

35.

(a) apolar; (b) não polar; (c) polar; (d) não polar; (e) polar

37.

(a) dióxido de telúrio ou óxido de telúrio (IV); (b) sulfeto de antimônio (III); (c) fluoreto de germânio (IV); (d) silano ou hidreto de silício (IV); (e) hidreto de germânio (IV)

39.

O boro tem apenas orbitais s e p disponíveis, que podem acomodar no máximo quatro pares de elétrons. Ao contrário do silício, nenhum orbital d está disponível em boro.

41.

(a) δ H° = 87 kJ; ΔG° = 44 kJ; (b) δ H° = −109,9 kJ; ΔG° = −154,7 kJ; (c) δ H° = −510 kJ; ΔG° = −601,5 kJ

43.

Uma solução suave de ácido fluorídrico dissolveria o silicato e não danificaria o diamante.

45.

Na molécula N ₂, os átomos de nitrogênio têm uma ligação σ e duas ligações π mantendo os dois átomos juntos. A presença de três ligações fortes torna o N ₂ uma molécula muito estável. O fósforo é um elemento do terceiro período e, como tal, não forma ligações π de forma eficiente; portanto, ele deve cumprir sua exigência de ligação formando três ligações σ.

47.

(a) H = 1+, C = 2+ e N = 3−; (b) O = 2+ e F = 1−; (c) As = 3+ e Cl = 1−

49.

S < Cl < O < F

51.

A eletronegatividade dos não metais é maior que a do hidrogênio. Assim, a carga negativa é melhor representada no não metal, que tem a maior tendência de atrair elétrons na ligação a si mesmo.

53.

O hidrogênio tem apenas um orbital com o qual se ligar a outros átomos. Consequentemente, apenas uma ligação de dois elétrons pode se formar.

55.

0,43 g H ₂

57.

(uma)$\text{Ca}{(\text{OH})}_2(\mathrm{uma}q)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{CaCO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$(b)$\text{CaO}(s)+{\text{ENTÃO}}_2(g)⟶{\text{CaSO}}_3(s);$
(c)${\text{2 NaHCO}}_3(s)+{\text{Não}}_2{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Na}}_3{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)+{\text{2CO}}_2(g)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)$

59.

(a) NH ^{2 −}:

(b) N ₂ F ₄:

(c)${\text{NH}}_2{}^{\text{−}}:$

(d) NF ₃:

(e)${\text{N}}_3{}^{\text{−}}:$

61.

A amônia atua como uma base de Brønsted porque aceita prontamente prótons e como uma base de Lewis, pois tem um par de elétrons para doar.
Base brønsted:${\text{NH}}_3+{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}⟶{\text{NH}}_4{}^{+}+{\text{H}}_2\text{O}$
Base Lewis:${\text{2H}}_3+{\text{Ag}}^{+}⟶{{\text{[H]}}_3\text{N}-\text{Ag}-{\text{NH}}_3]}^{+}$

63.

(a) Nº ₂:

O nitrogênio é hibridizado sp ². A molécula tem uma geometria curvada com um ângulo de ligação ONO de aproximadamente 120°.
(b)${\text{NÃO}}_2{}^{\text{−}}:$

O nitrogênio é hibridizado sp ². A molécula tem uma geometria curvada com um ângulo de ligação ONO ligeiramente inferior a 120°.
(c)${\text{NÃO}}_2{}^{\text{+}}:$

O nitrogênio é tão hibridizado. A molécula tem uma geometria linear com um ângulo de ligação ONO de 180°.

65.

O nitrogênio não pode formar uma molécula de NF ₅ porque não tem orbitais d para se ligar aos dois átomos adicionais de flúor.

67.

(uma)

(b)

(c)

(d)

(e)

69.

(uma)${\text{P}}_4(s)+\text{4Al}(s)⟶\text{4 Alp}(s);$(b)${\text{P}}_4(s)+\text{12 Na}(s)⟶{\text{4Na}}_3\text{P}(s);$(c)${\text{P}}_4(s)+{\text{10F}}_2(g)⟶{\text{4 DE}}_5(l);$(d)${\text{P}}_4(s)+{\text{6 Cl}}_2(g)⟶{\text{4 PCl}}_3(l)$ou${\text{P}}_4(s)+{\text{10 Cl}}_2(g)⟶{\text{4 PCl}}_5(l);$(e)${\text{P}}_4(s)+{\text{3O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_6(s)$ou${\text{P}}_4(s)+{\text{5O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s);$(f)${\text{P}}_4{\text{O}}_6(s)+{\text{2O}}_2(g)⟶{\text{P}}_4{\text{O}}_{10}(s)$

71.

291 mL

73.

28 toneladas

75.

(uma)

(b)

(c)

(d)

77.

(a) P = 3+; (b) P = 5+; (c) P = 3+; (d) P = 5+; (e) P = 3−; (f) P = 5+

79.

Para ₂

81.

(uma)$\text{2Zn}(s)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{2Z Não}(s);$(b)${\text{ZnCo}}_3(s)⟶\text{ZnO}(s)+{\text{CO}}_2(g);$(c)${\text{ZnCo}}_3(s)+2{\text{CH}}_3\text{CASULO}(\mathrm{uma}q)⟶\text{Zn}{({\text{CH}}_3\text{ARRULHAR})}_2(\mathrm{uma}q)+{\text{CO}}_2(g)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$(d)$\text{Zn}(s)+\text{2 HBr}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{ZnBr}}_2(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2(g)$

83.

$\text{Al}{(\text{OH})}_3(s)+3{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Al}}^{\mathrm{3+}}+3{\text{H}}_2\text{O}(l);$ $\text{Al}{(\text{OH})}_3(s)+{\text{OH}}^{-}⟶{\left[\text{Al}{(\text{OH})}_4\right]}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)$

85.

(uma)${\text{Na}}_2\text{O}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{2 NaOH}(\mathrm{uma}q);$(b)${\text{Cs}}_2{\text{CO}}_3(s)+\text{2 HORAS}(\mathrm{uma}q)⟶\text{2 CSF}(\mathrm{uma}q)+{\text{CO}}_2(g)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$(c)${\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+6{\text{Chlo}}_4(\mathrm{uma}q)⟶\text{2Al}{({\text{ClO}}_4)}_3(\mathrm{uma}q)+3{\text{H}}_2\text{O}(l);$(d)${\text{Na}}_2{\text{CO}}_3(\mathrm{uma}q)+\text{Ba}{({\text{NÃO}}_3)}_2(\mathrm{uma}q)⟶2{\text{NaNo}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{Baco}}_3(s);$(e)${\text{TiCL}}_4(l)+\text{4Na}(s)⟶\text{Ti}(s)+\text{4 NaCl}(s)$

87.

O HClO ₄ é o ácido mais forte porque, em uma série de oxiácidos com fórmulas semelhantes, quanto maior a eletronegatividade do átomo central, mais forte é a atração do átomo central pelos elétrons do (s) oxigênio (s). A atração mais forte do elétron de oxigênio resulta em uma atração mais forte de oxigênio pelos elétrons na ligação O-H, tornando o hidrogênio mais facilmente liberado. Quanto mais fraca essa ligação, mais forte é o ácido.

89.

Como H ₂ SO ₄ e H ₂ SeO ₄ são ambos oxiácidos e seus átomos centrais têm o mesmo número de oxidação, a força do ácido depende da eletronegatividade relativa do átomo central. Como o enxofre é mais eletronegativo que o selênio, o H ₂ SO ₄ é o ácido mais forte.

91.

SO ₂, sp ² 4+; SO ₃, sp ², 6+; H ₂ SO ₄, sp ³, 6+

93.

SF ₆: S = 6+; ENTÃO ₂ F ₂: S = 6+; KHS: S = 2−

95.

O enxofre é capaz de formar ligações duplas somente em altas temperaturas (condições substancialmente endotérmicas), o que não é o caso do oxigênio.

97.

Há muitas respostas possíveis, incluindo: $\text{Cu}(s)+2{\text{H}}_2{\text{ENTÃO}}_4(l)⟶{\text{CuSo}}_4(\mathrm{uma}q)+{\text{ENTÃO}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$e $\text{C}(s)+2{\text{H}}_2{\text{ENTÃO}}_4(l)⟶{\text{CO}}_2(g)+2{\text{ENTÃO}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)$

99.

5.1$\times$10 ^{- 4} g

101.

O SnCl ₄ não é um sal porque está ligado covalentemente. Um sal deve ter ligações iônicas.

103.

Em oxiácidos com fórmulas similares, a força do ácido aumenta à medida que a eletronegatividade do átomo central aumenta. HClO ₃ é mais forte que HBrO ₃; Cl é mais eletronegativo que Br.

105.

(uma)

(b)

(c)

(d)

(e)

107.

(a) trifluoreto de bromo; (b) bromato de sódio; (c) pentabrometo de fósforo; (d) perclorato de sódio; (e) hipoclorito de potássio

109.

(a) I: 7+; (b) I: 7+; (c) Cl: 4+; (d) I: 3+; Cl: 1−; (e) F: 0

111.

(a) sp ³ d hibridizado; (b) sp ³ d ² hibridizado; (c) sp ³ hibridizado; (d) sp ³ hibridizado; (e) sp ³ d ² hibridizado;

113.

(a) apolar; (b) não polar; (c) polar; (d) não polar; (e) polar

115.

A fórmula empírica é xEF ₆, e as reações balanceadas são: $\begin{array}{}\\ \\ \text{Xe}(g)+{\text{3F}}_2(g)\stackrel{\text{Δ}}{\to }{\text{XeF}}_6(s)\\ {\text{XeF}}_6(s)+{\text{3H}}_2(g)⟶\text{6H F}(g)+\text{Xe}(g)\end{array}$