Departamento de Química ICEx UFMG Exercícios de Fixação LIGAÇÃO IÔNICA

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Neuza Marques Marroquim
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1 Departamento de Química ICEx UFMG Exercícios de Fixação LIGAÇÃO IÔNICA

2 Questão 1 (Haroldo, modificada) Considere o composto hipotético CaF(s). a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do NaCl e uma distância internuclear de 2, m. Basta aplicar a fórmula E r = NA Z +Z e n 4πε o r E r = 6, , , π 8, , E r = 2, , ,875 E r = 793,3 kj mol 1 b. Faça o ciclo de Born-Haber para o CaF indicando todas as etapas. 1) Atomização do Ca(g); 2) atomização do F 2(g); 3) ionização do Ca(g); 4) afinidade eletrônica do F(g); 5) energia de rede. c. Calcule a entalpia padrão de formação para o CaF, utilizando a resposta do item (a) e os dados termoquímicos que forem necessários. Comente sobre o valor obtido. Para o cálculo do H f, basta somar todos os valores de H envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os valores de energia liberada. H = 178, , ,0 328,00 793,3 H = 274,11 kj mol 1

Questão 2 (Haroldo, modificada) Considere o composto hipotético Ca + O - (s). a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do NaCl e uma distância internuclear de 2,40 10 10 m.

3 Questão 2 (Haroldo, modificada) Considere o composto hipotético Ca + O - (s). a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do NaCl e uma distância internuclear de 2, m. Assim como no exercício anterior, basta aplicar a fórmula de energia de rede. E r = 6, , , π 8, , E r = 2, , ,875 E r = 882,5 kj mol 1 b. Faça o ciclo de Born-Haber para o Ca + O - indicando todas as etapas. 1) Atomização do Ca(g); 2) atomização do O 2(g); 3) ionização do Ca(g); 4) afinidade eletrônica do O(g); 5) energia de rede. c. Calcule a entalpia padrão de formação para o Ca + O -, utilizando a resposta do item (a) e os dados termoquímicos que forem necessários. Compare o H f calculado com o valor experimental de 635 kj mol 1. Parece razoável o valor obtido para a formulação Ca + O -? Como no exercício anterior, para o cálculo do H f, basta somar todos os valores de H envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os valores de energia liberada. H = 178, , ,0 141,1 882,5 H = 6,2 kj mol 1

4 Questão 3 A figura abaixo mostra parte do ciclo de Born-Haber para a formação do NaCl(s) a partir de seus constituintes. Sabendo que a seta menor indica um consumo de 496 kj mol 1 de energia e, a seta maior, a liberação de 787 kj mol 1 de energia, responda: a. A que processo corresponde os valores de energia indicados pelas setas no ciclo? Escreva a equação química correspondente a essas duas transformações, indicando os estados físicos de reagentes e produtos. Seta menor, ionização do sódio: Na(g) Na + (g) + e - Seta maior, energia de rede: Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s)

5 b. Calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados termoquímicos que forem necessários. Para o cálculo do H f, basta somar todos os valores de H envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os valores de energia liberada. Entalpia padrão de formação do Cl(g) e do Na(g), energia de ionização do Na(g) (seta pequena), energia liberada pelo cloro ao receber um elétron (energia de afinidade eletrônica) e energia de rede: H f = 121, , , ,0 kj mol 1 H f = 411,0 kj mol 1 c. Os sólidos iônicos NaCl e KCl formam o mesmo tipo de estrutura cristalina, logo eles tem o mesmo valor para a constante de Madelung. Em qual composto as interações entre os íons são mais fortes? Justifique. As interações iônicas devem ser mais fortes no NaCl, pois o raio iônico do Na + é menor do que o raio iônico do K +. Isso ocorre porque a força que atrai os íons é inversamente proporcional à distância entre eles, como se pode ver na fórmula de energia de rede: E r = NAZ +Z e 2 4πε o r 1 1 n

Questão 4 Considere o composto hipotético CsF2(s), em que estaria presente o íon Cs 2+. a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura da fluorita e uma distância internuclear de 2,78 10 10 m.

6 Questão 4 Considere o composto hipotético CsF2(s), em que estaria presente o íon Cs 2+. a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura da fluorita e uma distância internuclear de 2, m. Assim como na primeira questão desta lista, basta aplicar a fórmula de energia de rede. E r = 6, , , π 8, , E r = 7, , ,917 E r = 2302,1 kj mol 1 12 b. Considerando o valor obtido para a energia de rede do CsF2, é possível explicar porque esse composto não existe? Justifique. Não é possível. Analisando apenas a energia de rede desse composto, observa-se um valor muito alto (compare com os outros exercícios desta lista), o que mostraria apenas uma grande atração eletrostática. Sendo, portanto, necessário calcular o H f. c. Calcule, através do ciclo de Born-Haber, a entalpia padrão de formação para o CsF2. 1) Atomização do Cs(s); 2) atomização do F 2(s); 3) primeira energia de ionização do Cs(g); 4) segunda energia de ionização do Cs(g); 5) afinidade eletrônica do F(g); 6) energia de rede. Somando-se todos os valores de H envolvidos, tem-se o seguinte: H = 76,1 + 79, , ,0 328,0 2302,1 H = 321,0 kj mol 1

7 d. A julgar pelo valor de H f (CsF2,s) obtido, esse composto seria estável? Justifique. O composto seria muito instável. Por apresentar um H f muito positivo, ele deveria consumir muita energia para ser formado, portanto, muito instável.

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