Varios1 - Universidade Aberta

Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
UNIVERSIDADE ABERTA
QUÍMICA GERAL – 607
VÁRIOS
São apresentados vários tipos de exercícios – resposta longa, resposta curta, de
associação – com o objectivo de alertar o estudante para as várias abordagens
possíveis. É ainda de salientar que nas respostas apresentadas pretendeu-se
salientar os aspectos que considerámos mais importantes e consequentemente em
algumas delas poderá encontrar informação adicional.
Q.1. Indique qual a grandeza física que escolheria para distinguir um sólido cristalino de
um sólido amorfo. Justifique a sua escolha.
Q.2. Qual dos seguintes compostos iónicos, CaF ou CaF2, deve existir?
Use os seguintes dados (kJmol–1):
EI1 (Ca) = 589,78
EI2 (Ca) = 1145,33
EA (F) = 328,03
∆Hsub (Ca) = 200,83
∆Hsub (F2) = 138,91
U (CaF2) = –2617,34
U (CaF) = –779,06
Q.3. Identifique as principais diferenças entre cristais moleculares e cristais covalentes.
Q.4. Com base nos seguintes dados: ∆H 0sub [Na(s)] = 108 kJ
∆H0form [NaCl(s)] = – 411 kJ
∆U [NaCl(s)] = – 787 kJ
EI1 [Na(g)] = 495 kJ
∆H0diss [Cl 2 (g)] = 242 kJ
e usando um ciclo de Born–Häber, calcule a afinidade electrónica para o Cl(g).
Apresente todos os cálculos que efectuar.
Q.5. Considere a reacção de formação do fluoreto de lítio, LiF(s), a partir do lítio, Li(s), e
do flúor, F2(g), cuja entalpia de formação apresenta o valor de -594.1kJ.
Com base nos seguintes dados, determine a energia reticular do LiF(s):
EI(Li) = 520 kJ
∆Hsub(Li) = 155.22 kJ
EA(F) = 333 kJ
∆Hdiss(F2) = 150.6 kJ
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
Q.6. Leia atentamente a seguinte afirmação:
O silício e o germânio podem ser usados como semicondutores.
Recorrendo aos seus conhecimentos sobre Teoria das Bandas, defina semicondutor e
indique de que forma é possível torná-los melhores condutores de corrente eléctrica.
Q.7. Leia atentamente as seguintes afirmações e assinale, inscrevendo uma cruz no
quadrado que as precede, a alternativa que completa correctamente cada uma das
afirmações:
I. Uma ligação de carácter acentuadamente iónico estabelece-se quando os átomos
participantes na ligação ....
F A. apresentam electrões não compartilhados.
F B. apresentam números de oxidação acentuadamente diferentes.
F C. apresentam acentuada diferença de electronegatividades.
F D. apresentam acentuada diferença nos seus raios atómicos.
F E. pertencem a grupos diferentes da Tabela Periódica.
II. O
aumento da diferença de electronegatividades entre os elementos origina a
seguinte ordem no carácter das ligações
F A. covalente polar, covalente apolar, iónica.
F B. iónica, covalente polar, covalente apolar.
F C. covalente apolar, covalente polar, iónica.
F D. covalente apolar, iónica, covalente polar.
F E. Iónica, covalente apolar, covalente polar.
Q.8. Faça corresponder a cada uma das mudanças energéticas seguintes,
representadas por uma letra (A a E), um dos processos indicados e representados por
um número (1 a 5):
__ A. Energia de ionização;
1 - F( g ) + e – → F – ( g )
__ B Afinidade electrónica;
2 - F2 ( g ) → 2 F( g )
__ C Energia de dissociação de uma
3 - Na ( g ) → Na + ( g ) + e –
ligação;
__ D Entalpia de formação padrão;
__ E Energia reticular.
4 - NaF( s ) → Na + ( g ) + F – ( g )
5 - Na ( s ) + 1 2 F2 ( g ) → NaF( s )
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
Q.9. A partir dos seguintes dados, em kJmol-1, calcule a energia reticular do brometo de
cálcio.
∆Hsub(Ca) = 178,2
∆Hvap(Br2) = 31
∆Hdiss (Br–Br) = 192,5
EI1(Ca) = 590
EI2(Ca) = 1145
EA(Br) = 318
∆Ht(CaBr2) = -682,8
Q.10. Para os seguintes compostos de coordenação identifique o elemento central, qual
o seu estado de oxidação, os ligandos e o número de coordenação:
[ Mo(CO)6 ]
K2 [ CuCl4 ]
[ Mn2 (CO)10 ]
Q.11. Calcule a entalpia de formação padrão do brometo de hidrogénio a partir dos
seguintes dados (kJmol-1)
∆Hvap(Br2) = 30,5
∆Hdiss (H–H) = 436
∆Hdiss (Br–Br) = 192,5
∆Hdiss (H–Br) = 366,1
Q.12. Classifique como VERDADEIRA (V) ou FALSA (F) cada uma das seguintes
afirmações:
__
A. Ligandos monodentados são estruturas que formam uma ligação entre
si.
__
B. Ligandos monodentados são estruturas que formam uma ligação com o
átomo central.
__
C. Ligandos polidentados formam várias ligações com o átomo central.
__
D. Ligandos bidentados formam duas ligações com o átomo central e uma
com eles próprios.
__
E. Ligandos bidentados formam duas ligações com o átomo central.
Q.13. Classifique como VERDADEIRA (V) ou FALSA (F) cada uma das expressões que
completam a frase:
“Os sais dos complexos...”
__
A. são constituídos por um catião metálico e um anião.”
__
B. são constituídos por um elemento central e por ligandos que podem ser
aniões ou catiões.
__
C. são constituídos por um elemento central e por ligandos que podem ser
aniões ou moléculas.
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
Q.14. Calcule a energia reticular (ou de rede) para o composto RbBr. Construa o
correspondente ciclo de Born-Häber.
Dados:
∆H f ( RbBr ) = –391.2kJ / mol
∆H sub ( Rb) = 85.81kJ / mol
EI ( Rb) = 401kJ / mol
∆H diss ( Br2 ) = 224.0kJ / mol
EA( Br ) = –328.0kJ / mol
∆H vap ( Br2 ) = 29.4kJ / mol
Q.15. Dê uma explicação para o facto da água à superfície de um lago congelar primeiro
do que no seu interior.
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
RESPOSTAS
Q.1. Uma grandeza física que permite distinguir uma substância cristalina de uma
substância amorfa é o ponto de fusão.
Os sólido cristalinos são constituídos por partículas que estão ordenadas de forma
permanente numa rede tridimensional, o que faz com que apresentem um ponto de fusão
bem definido uma vez que as suas propriedades mecânicas se mantêm inalteradas até à
temperatura em que se fundem e se tornam líquidos.
Os sólidos amorfos, apesar de apresentarem algumas características dos sólidos
cristalinos (rigidez e incompressibilidade) são constituídos por partículas cuja disposição
não é ordenada e não apresentam um ponto de fusão bem definido; por exemplo o vidro
vai amolecendo à medida que a temperatura aumenta.
Q.2. Um composto para existir tem que ser termodinamicamente estável, ou seja, a sua
entalpia de formação tem de ser menor que zero: ∆Hf < 0.
Aplicando o ciclo de Born - Häber a ambos os compostos temos:
CaF
CaF2
Ca2+(g) + 2e – + F(g)
Ca+(g) + e – + F(g)
–EA(F)
EI1(Ca)
Ca+(g) + F–(g)
Ca(g) + F(g)
U(CaF)
Ca(g) + F2(g)
Ca2+(g) + 2F–(g)
U(CaF2)
Ca(g) + Fl2(g)
∆Hsub(Ca)
∆Hsub(Ca)
CaF
Ca(s) + F2(g)
(estado final)
(estado inicial)
Ca(s) + F2(g)
∆Hf(CaF) = ∆Hsub(Ca) + ½ ∆Hdiss(F2) +
+ EI1(Ca) – EA(F) + U(CaF)
∆Hf(CaF) = 200,83 + ½ (138,91) +
589,78 – 328,03 – 779,06
∆Hf(CaF) = –247,03 KJmol–1
Este composto é termodinamicamente
estável (∆Hf < 0).
Ca(g) + 2F(g)
∆Hdiss(F2)
∆Hdiss(F2)
(estado inicial)
–2EA(F)
EI1(Ca)+ EI2(Ca)
CaF2
(estado final)
∆Hf(CaF2) = ∆Hsub(Ca) + ∆Hdiss(F2) +
EI1(Ca) + EI2 (Ca) – 2EA(F2)
+ U(CaF2)
∆Hf(NaCl2) = 200,83 + 138,91 + 589,78 +
+ 1145,33 – 2(328,03) – 2617,34
∆Hf(CaF2) = – 1178.55 KJmol–1
Este composto é termodinamicamente
estável (∆Hf > 0).
Como ambos os compostos apresentam um valor negativo para ∆Hf, então o
composto mais estável é aquele que apresentar maior valor absoluto para ∆Hf.
Neste caso é o CaF2 .
Q.3. Os sólidos cristalinos podem classificar-se em cristais moleculares, cristais
covalentes, cristais iónicos e cristais metálicos.
Nos cristais moleculares a unidade que se repete na rede cristalina é um
átomo ou uma molécula neutra e a coesão destes cristais deve-se essencialmente
às forças de van der Waals e eventualmente a algumas ligações por pontes de
hidrogénio. De uma maneira geral estas substâncias são moles, voláteis,
compressíveis e fáceis de distorcer e por serem formados por átomos neutros são
bons isolantes. Alguns exemplos são o iodo e o gelo.
Os cristais covalentes são constituídos por átomos que estão ligados entre si
através de ligações covalentes, que como sabemos são fortes. Assim, estas
substâncias apresentam forças de coesão muito intensas e consequentemente
pontos de fusão e de ebulição elevados e baixa solubilidade.
Os cristais iónicos, tal como o nome indica, são constituídos por partículas
carregadas e os aniões e catiões apresentam tamanhos muito diferentes. Estes iões
comportam-se como esferas rígidas indeformáveis, que mantêm as suas posições
relativas na rede cristalina devido às interacções electrostáticas. Deste modo,
apresentam pontos de ebulição e de fusão muito elevados pois para fundir ou
vaporizar é necessário vencer as forças intensas que se desenvolvem em toda a
estrutura. Uma vez que a estabilidade destes cristais está dependente do arranjo
interno dos iões, eles são em geral bastante frágeis e não se conseguem deformar
sem partir.
Os cristais metálicos são talvez os mais simples de todos já que todos os nós
da rede cristalina estão preenchidos com átomos do mesmo metal. De uma maneira
geral apresentam elevada condutibilidade térmica e eléctrica, elevado coeficiente de
dilatação, grande maleabilidade e ductibilidade e um brilho acentuado.
Q.4.
Na+(g) + e – + Cl(g)
De acordo com os dados do
enunciado,
começamos
por
construir o ciclo para o NaCl.
Uma vez identificados os valores
das grandezas correspondentes
aos vários processos envolvidos
calculamos, por diferença, a
afinidade electrónica do Cloro.
EI1(Na)
Na(g) + Cl(g)
–EA(Cl)
Na+(g) + Cl–(g)
∆Hdiss(Cl2)
Na(g) + Cl2(g)
U(NaCl)
∆Hsub(Na)
Na(s) + Cl2(g)
(estado inicial)
NaCl
(estado final)
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
∆Hf(NaCl) = ∆Hsub(Na) + ½ ∆Hdiss(Cl2) + EI1(Na) – EA(Cl) + U(NaCl)
– 411 = 108 + ½ (242) + 495 – EA(Cl) –787
EA(Cl) = –348
Q.5.
Li
De acordo com os dados do
enunciado, começamos por construir o
ciclo para o LiF.
Uma vez identificados os valores das
grandezas correspondentes aos vários
processos envolvidos calculamos, por
diferença, a energia reticular.
+
(g)
+ e – + F (g)
–EA(F)
EI1(Li)
Li
(g)
+ F (g)
Li
+
(g)
+ F –(g)
½ ∆Hdiss (F2 )
Li
(g)
+ ½ F2(g)
U(LiF)
∆Hsub(Li)
+ ½ F2(g)
LiF (s)
(estado inicial)
(estado final)
Li
(s)
A aplicação do ciclo de Born Haber conduz-nos à aplicação directa da lei de Hess:
∆H0form(LiF) = ∆Hsub(Li) + ½ ∆Hdiss(F2) + EI(Li) – EA(F) + U(LiF)
–594.1 = 155.22 + 75.3 +520 – 333 + U(LiF)
U(LiF) = –1011.62 kJ
Q.6. Semicondutores são substâncias que apresentam a banda de valência
completamente preenchida mas a diferença de energia entre a banda de valência e
a banda de condução é relativamente pequena. Apresentam valores de
condutividade que se situam entre 10–9 e 103 ohm–1 cm–1.
A possibilidade de condução depende da viabilidade de alguns electrões da
banda de valência passarem à banda de condução (diminuição da diferença de
energia), o que pode ser obtido quer por aumento de temperatura ou por aplicação
de radiação electromagnética. Ambas as situações conduzem a uma aumento da
energia de agitação térmica dos electrões.
Q.7. As opções correctas são: I. C;
II . C
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
Q.8. As opções correctas são:
3
A. Energia de ionização;
1
B Afinidade electrónica;
1 - F( g ) + e – → F – ( g )
2 - F2 ( g ) → 2 F( g )
2
C Energia de dissociação de uma
3 - Na ( g ) → Na + ( g ) + e –
ligação;
4 - NaF( s ) → Na + ( g ) + F – ( g )
5 - Na ( s ) + 1 2 F2 ( g ) → NaF( s )
5
D Entalpia de formação padrão;
4
E Energia reticular.
Q.9.
Ca2+(g) + 2e – + 2Br(g)
–2EA(Br)
EI1(Ca) + EI2(Ca)
Ca2+(g) + 2Br–(g)
Ca(g) +2Br(g)
∆Hdiss(Br2)
U(CaBr2)
Ca(g) + Br2(g)
∆Hsub(Ca) + ∆Hvap(Br2)
CaBr2
(estado
final)
Ca(s) + Br2(l)
(estado inicial)
∆Hf(CaBr2) = ∆Hsub(Ca) + ∆Hvap(Br2) + ∆Hdiss(Br2) + EI1(Ca) + EI2(Ca) – 2EA(Br) +
U(CaBr2)
∆Hf(CaBr2) = 178,2 + 31 + 192,5 + 590 + 1145 – 2(318) – U(CaBr2)
U(CaBr2) = –2183,5 kJmol-1
Q.10.
[ Mo(CO)6 ]
K2 [ CuCl4 ]
[ Mn2 (CO)10 ]
El.central
Mo
Cu
2 × Mn
Est.oxidação
+1
+2
+2
Nºcoorden.
6
4
5
CO
Cl
CO
Ligandos
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
Q.11. A reacção de formação do brometo de hidrogénio é:
½ H2 + ½ Br2
HBr
Através do ciclo de Born-Häber podemos calcular a entalpia de formação padrão.
De acordo com o esquema a seguir apresentado:
∆Hf = ½ (30,5) + ½ (436) + ½ (192,5) – 366,1
∆Hf = – 36,6KJmol–1
Br(g) + H(g)
½
Br(g) + ½
H2(g)
∆Hdiss(H2)
½ ∆Hdiss(Br2)
E(H––
Br)
½ Br2(g) + ½
H2(g)
½
Hvap(Br2)
½ Br2(l) + ½ H∆2(g)
HBrl
(estado final)
(estado inicial)
Q.12. As afirmações verdadeiras são:
As afirmações Falsas são:
Q.13. As afirmações verdadeiras são:
As afirmações Falsas são:
B,
Ce
E.
AeD
C
AeB
Q.14.
Rb + ( g ) + e – + Br ( g )
EI 1 ( Rb)
EA(Br )
Rb + ( g ) + Br – ( g )
Rb( g ) + Br ( g )
1
2
∆H diss ( Br2 (l ))
U (RbBr )
Rb( g ) + Br2 ( g )
∆H sub ( Rb) + ∆H vap ( Br2 (l ))
Rb( s ) + Br2 (l )
Estado inicial
RbBr (s)
Estado Final
Universidade Aberta
Química Geral – 607
http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/
A aplicação do ciclo de Born Haber conduz-nos à aplicação directa da lei de Hess:
∆H 0form ( RbBr ) = ∆H sub ( Rb) + ∆H vap ( Br2 ) +
1
2
∆H diss ( Br2 ) + EI ( Rb) – EA( Br ) + U ( RbBr )
224.0
+ 401 − 328 + U ( RbBr )
2
U ( RbBr ) = –691.41kJ / mol
– 391.2 = 85.81 + 29.4 +
Q.15. A água mais fria é mais densa e portanto desce para o fundo do lago, enquanto
a água mais quente, menos densa, sobe. Este movimento de convecção natural
continua até que a temperatura da água seja homogénea e igual a 4°C (densidade
máxima da água). Abaixo desta temperatura a densidade da água começa a diminuir
com a diminuição da temperatura e portanto a água já não desce. Continuando a
arrefecer a água começa a congelar à superfície e a camada de gelo que se forma já
não se afunda porque é menos densa do que a água. Se o gelo fosse mais denso
desceria ao fundo do lago e eventualmente a água congelaria na direcção ascendente.