Prova_de_Ino_2013-1_resolvida (3)-1

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UFRuralRJ – ICE – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
1ª Prova de Química Inorgânica Teórica – IC 618 – T01 
Data: 05/08/2013 - 1º Semestre de 2013 
Aluno: _______________________________________________________ Nº Matrícula: _________________ 
 
1. Considere uma solução aquosa diluída contendo íons dos elementos listados abaixo. Explicar 
detalhadamente o processo de separação seletiva utilizando trocadores iônicos. Dar as equações, ordem 
de fixação e ordem de eluição, justificando a sua resposta. 
Mn
+2 
; P
-3 
; S
-3 
; Al
+3 
; Ag
+ 
; I
- 
; Mg
+2 
; As
-3 
; Sn
-4 
; Br
- 
; Pb
+2 
; Fe
+3 
2. Indicar em que amplitude os seguintes sistemas conduzem corrente elétrica e dar o mecanismo de 
condução, colocando-os em ordem crescente de condutividade. Justifique. 
K (s); KI (s); KI (aq); KI (fundido); KF (s); KBr (aq); KBr (fundido); KF (aq); KBr (s); KF (fundido); I2 (s) 
 
3. Aplicando a equação geral das linhas observadas nos espectros de emissão de sistemas 
monoeletrônicos: 
a) Defina energia de ionização (EI) e explique como ela é determinada experimentalmente. 
b) Calcule o valor da 4ª Ei do Berílio em eV. 
c) Coloque os átomos dos elementos Na, Mg e Al em ordem crescente de valores de 1ª, de 2ª e de 3ª 
Energias de Ionização. Justifique. 
 
4. Uma forma particular de cinábrio (HgS) adota a estrutura da blenda de zinco (cúbica de face centrada). 
a) Calcule a densidade do HgS. 
b) O mineral Tiemanita (HgSe) também forma uma fase sólida com a mesma estrutura. Comparar as 
dimensões das células unitárias dos dois minérios justificando a sua resposta. 
c) Qual das duas substâncias tem maior densidade? Como se explicam as diferenças de densidade? 
 
5. Niels Bohr mostrou que a energia do elétron na n-ésima órbita de hidrogênio é dada pela equação: En = 
-Rhc/n
2
, onde R é a Constante de Rydberg, h é a Constante de Planck e c é a velocidade da luz no 
vácuo. Considere que o espectro de emissão de átomos de hidrogênio excitados seja formado, apenas, 
por transições entre os níveis: n1, n2, n3 e n4. Qual transição emite fótons de menor energia em eV? 
Dado: h = 6,6 x 10
-27
 erg seg; c = 3,0 x 10
10
 cm seg
-1
; R = 1,10 x 10
3
 cm
-1
. E a primeira energia de 
ionização do hidrogênio = 13,527 eV. 
 
6. Explicar a solubilidade dos metais alcalinos puros em amônia líquida e colocar as soluções em ordem 
crescente de condutividade elétrica. No caso dos metais impuros o que ocorre? Justifique. 
 
7. Esquematizar um ciclo termodinâmico do tipo Born – Harber: 
a) Estabelecer comparações entre as estabilidades termodinâmicas dos cloretos de Cálcio e de Titânio. 
Justifique. 
Dados em KJ mol
-1
. 
 Ca Ti 
M(s) → M(g) 
M(g) → M+2(g) + 2e- 
M+2(g) + 2Cl(g) → MCl2(s) 
177 
1746 
2254 
473 
1979 
2489 
Cl2 (Standart State) → Cl2 (g) 
Cl2(g) → 2Cl
 (g) 
Cl (g) + e- → Cl- (g) 
 
120,5 
354 
 
 Obs.: Todos os valores estão em módulo. 
 
b) O que ocorre ao aquecer Cálcio metálico num forno com cloreto de titânio? Dar as equações e a 
viabilidade termodinâmica do processo, justificando a sua resposta. 
 
Respostas: 
1) Mn
2+
, P
3-
,S
2-
, Ag
+
, I
-
, Mg
2+,
 As
3-,
 Sn
4+
, Br
-
, Pb
4+
, Fe
3+
 
Cátions: Mn
2+
, Al
3+
, Mg
2
+, Sn
4+
, Pb
4+
, Fe
3+
 
 R-SO3
-
H
+
(s) + C(aq) → R-SO
3-
C
+
(s) + H(aq) (Fixação) 
 R-SO3
-
C
+
(s) + H(aq) → R-SO3
-
H
+
(s) + C(aq) (Eluição) 
Como está em meio aquoso, devemos observar o raio hidratado, ou seja, na capacidade de seus íons estarem 
envolvidos por moléculas de H2O. Assim, quanto menor o raio, maior o raio hidratado e maior será a 
∆Hsolvatação, e menor a capacidade de fixação, assim como a maior capacidade de eluição. 
ORDEM DE ELUIÇÃO: Sn
4+
, Pb
4+
, Al
3+
, Fe
3+
, Mg
2+
, Mn
2+
, K
+ 
ORDEM DE FIXAÇÂO: K
+
, Mn
2+
, Mg
2+
, Fe
3+
, Al
3+
, Pb
4+
, Sn
4+
 
 
Ânions: P
3-
, S
2-
, I
-
, As
3-
, B
r-
 
 R-NH3
+
OH
-
(s) + A(aq) → R-NH3
+
A
-
(s) + HO
-
(aq) (Fixação) 
 R-NH3
+
A
-
(s) + HO-(aq) → R-NH3
+
OH
-
(s) + A(aq) (Eluição) 
ORDEM DE FIXAÇÃO: P
3-
, As
3-
, S
2-
, Br
-
, I
-
 
ORDEM DE ELUIÇÃO: I
-
, Br
-
, S
2-
, As
3
-, P
3- 
 
2) Condutividade: 
1- Metal → elétron deslocado. É excelente condutor K(S) 
2- Sais Iônicos em Solução → íons hidratados. São bons condutores KF(aq), KBr(aq), KI(aq) 
3- Sais Iônicos Fundidos → condutores razoáveis KF(fundido), KBr(fundido), KI(fundido) 
4- Sais Iônicos Sólidos → mau condutores KF(s), KBr(s), KI(s) 
5- Sais Covalentes → não conduzem eletricidade. São isolantes I2(s) 
 
A medida que o raio iônico cresce, o raio hidratado diminui, assim, a mobilidade dos elétrons 
aumenta e a condutividade aumenta. 
ORDEM DE CONDUTIVIDADE: 
K(s) > KI(aq), KBr(aq), KF(aq) >KI(fundido), KBr(fundido), KF(fundido) > KI(s), KBr(s), KF(s) >I2(s) 
 
3) (a) Energia de ionização (EI) é a energia necessária para arrancar um elétron de menor energia de 
um átomo no estado gasoso. Ela pode ser determinada por um aparelho de emissão de raios-X. 
(b) 4ª EI do Berílio: Be = 1s22s2 
Ao retirar o 4º elétron do átomo de Berílio, a retirada é feita do nível 1. 
En = -
 
 
 = - 
( ) ( ) 
 
 = -0,000002178 erg ≡ -2,178x10-11 eV 
 
 
(c) 11Na = 1s
22s22p63s1 / 12Mg = 1s
22s22p63s2 / 13Al = 1s
22s22p63s23p1 
1ª EI: EINa < EIAl < EIMg 
2ª EI: EIMg < EIAl < EINa 
3ª EI: EIAl < EINa < EIMg 
 
 
4) HgS → Cúbica de face centrada 
(a) Densidade do HgS: 
d =4rs → d =7,36x10
-8 cm 
d2 = a2 + a2 → a = 
 
 
 → a =5,2x10-8 cm 
Átomos de S: 8 x 
 
 
 + 6 x 
 
 
 = 4 átomos de S → 4 át. x 
 
 
 x 
 
 
 = 2,13x10-22 g de S 
Átomos de Hg: 12 x 
 
 
 +1 = 4 átomos de Hg → 4 át. x 
 
 
 x 
 
 
 = 1,33x10-21 g Hg 
Mtotal = 1,543x10
-21 g 
Densidade = 
 
 
 = 10,94 g/cm3 
 
(b) aHgSe = ? 
Átomos de Se: 4 át. x 
 
 
 x 
 
 
 = 5,25x10-32 g de Se 
Mtotal = 1,855x10
-21 g 
d = 4rSe → d = 7,92x10
-8 cm a = 
 
 
 → a = 5,6x10-8 cm 
A célula de HgSe é maior que a célula de HgS, devido ao maior raio iônico do Selênio em relação ao 
enxofre. 
 
(c) dHgSe = 
 
 
 = 10,56 g/cm3 
O Hg possui maior densidade. Embora o HgSe possua uma célula maior e consequentemente uma 
massa maior, seu volume também é bem maior. Possui uma estrutura menos compacta. Logo a 
razão massa-volume será menor que a razão massa-volume do HgS. 
 
 
 
5) n1, n2, n3 e n4 
En = - (
 
 
 
 
 
) 
E3-4 = -(1,10x10
5)(6,6x10-27)(3,0x1010)(
 
 
 
 
 
) = -1,059x10-12 erg 
E2-3 = -3,025x10
-12 erg 
E1-2 = -1,633x10
-11 erg 
Através dos cálculos, observa-se que a transição do nível 3 para o nível 4, é a que emite fótons de 
menor energia. 
 
6) M(s) + NH3(l) ↔ M
+ + e- 
(a) M = Li < Na < K < Rb < Cs < Fr 
Quanto menor a energia de ionização, maior a condução elétrica pela facilidade em perder elétrons, 
aumentando a solubilidade. 
M(s) + NH3 ↔ 
+M-NH2 + ½ H2(g) 
 MNH2(l) + ½ H2(g) 
“Espécies de raios atômicos maiores apresentam menor energia de ionização pois estes possuem 
menor influência do núcleo aos elétrons devido ao efeito de blindagem eletrônica. Logo se faz 
necessário menor energia para afastar completamente um elétron desta espécie. 
Quanto menor a EI, mais fácil será formado íons no meio.” 
(b) 
 
 
7) CaCl2 
 Ca2+(g) + 2Cl(g) →Ca
2+
(g) + 2Cl(g) 
 ↑∆Hionização ↓Afinidade Eletrônica X 2 
 Ca(g) + 2Cl(g) Ca
2+
(g) + 2Cl
-
(g) 
 ↑∆Hdissociação ↓ 
 Ca(g) + Cl2(g) ↓∆Hreticular 
 ↑∆sublimação ↓ 
 Ca(s) + Cl2(g) CaCl2(s) 
 
∆Hformação = 177 + 120,5 + 1746 - 2x354 – 2254 → ∆Hf = -918,5 KJ/mol 
Por comparação, o CaCl2 é mais estável pois libera mais energia na sua formação. 
(b) Ca(s) + TiCl2 → CaCl2 + Ti(s) 
A equação é viável pois o cloreto de cálcio é um composto mais estável termodinamicamente pois 
sua energia de foirmação libera mais energia que na formação de TiCl2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Rodrigo Borges – Engenharia Química