Exercícios Ligação Iônica - Química Geral B UFMG

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Departamento de Química – ICEx – UFMG 
Exercícios de Fixação 
 
 
 
 
LIGAÇÃO IÔNICA 
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 2,67 × 10−10 𝑚. 
Basta aplicar a fórmula Er =
NA Z+Z−e
2
4πεo r
∙ 1 −
1
n
 . 
Er =
6,02×1023 ×1,74756 × +1 × −1 × 1,60×10−19 
2
4π×8,854 ×10−12 ×2,67×10−10
∙ 1 −
1
8
 
Er =
−2,693×10−14
2,971×10−20
∙ 0,875 
Er = −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 F2(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 ∆Hf
°, basta somar todos os valores de ∆H° envolvidos, 
lembrando-se de usar sinal negativo para os valores de energia liberada. 
∆H° = 178,20 + 78,99 + 590,0 − 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. 
Assim como no exercício anterior, basta aplicar a fórmula de energia de 
rede. 
𝐸𝑟 =
6,02×1023 ×1,74756 × +1 × −1 × 1,60×10−19 
2
4𝜋×8,854 ×10−12 ×2,40×10−10
∙ 1 −
1
8
 
𝐸𝑟 =
−2,693×10−14
2,670×10−20
∙ 0,875 
𝐸𝑟 = −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 O2(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 ∆𝐻𝑓
° 
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 ∆𝐻𝑓
°, basta somar todos os 
valores de ∆𝐻° envolvidos, lembrando-se de usar sinal negativo para os 
valores de energia liberada. 
∆𝐻° = 178,2 + 249,2 + 590,0 − 141,1 − 882,5 
∆𝐻° = −6,2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
 
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) 
 
 
b. Calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados 
termoquímicos que forem necessários. 
Para o cálculo do ∆𝐻𝑓
°, 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: 
∆𝐻𝑓
° = 121,7 + 107,1 + 496 + −348,8 + −787,0 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
∆𝐻𝑓
° = −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: 
𝐸𝑟 =
𝑁𝐴𝑍+𝑍−𝑒
2
4𝜋𝜀𝑜𝑟
∙ 1 −
1
𝑛
 
 
 
Questão 4 
 
Considere o composto hipotético CsF2(s), em que estaria presente o íon Cs2+. 
 
a. Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura da fluorita e uma 
distância internuclear de 2,78 × 10−10 𝑚. 
Assim como na primeira questão desta lista, basta aplicar a fórmula de 
energia de rede. 
𝐸𝑟 =
6,02×1023 ×2,51939 × +2 × −1 × 1,60×10−19 
2
4𝜋×8,854 ×10−12 ×2,78×10−10
∙ 1 −
1
12
 
𝐸𝑟 =
−7,765 ×10−14
3,093×10−20
∙ 0,917 
𝐸𝑟 = −2302,1 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
−1 
 
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 ∆𝐻𝑓 . 
 
c. Calcule, através do ciclo de Born-Haber, a entalpia padrão de formação 
para o CsF2. 
 
1) Atomização do Cs(s); 
2) atomização do F2(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 + 376,0 + 2420,0 − 328,0 − 2302,1 
∆𝐻° = 321,0 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
 
 
d. A julgar pelo valor de ∆𝐻𝑓
° (CsF2,s) obtido, esse composto seria estável? 
Justifique. 
O composto seria muito instável. Por apresentar um ∆𝐻𝑓
° muito positivo, ele 
deveria consumir muita energia para ser formado, portanto, muito instável.