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Química I
Exame de 2ª Época , 7/2/2012
Resolução 1. a)
b) A intensidade de corrente que passa no circuito (dada pelo nº de electrões que passa por unidade de
tempo) depende da intensidade da radiação incidente. Quanto maior a intensidade da radiação mais fotões
existem nessa radiação pelo que são ejectados mais electrões. Mais electrões ejectados, significa que mais
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electrões passam na unidade de área transversal por unidade de tempo, o que corresponde a uma maior
intensidade de corrente. A intensidade de corrente é proporcional ao nº de lâmpadas. Usava 2 lâmpadas de
He (cada uma de 10 mA).
2. a) A primeira energia de ionização é muito menor que a segunda (e a terceira) energia de ionização. Trata-se
de um elemento do grupo 1 (metal alcalino). A configuração electrónica de valência para estes elementos é
ns1. Isto significa que o primeiro electrão a ser arrancado é um electrão exterior ao cerne e que, por isso,
sofre um grande efeito de blindagem, pelo que a carga nuclear efectiva que sobre ele se exerce é pequena.
O segundo electrão a ser removido, correspondente a EI2, é já um electrão do cerne e por isso menos
blindado (sobre ele exerce-se uma carga nuclear efectiva bastante mais elevada. Para além deste factor há
que referir que a EI2 (e EI3) correspondem a remover o electrão de uma espécie catiónica (ião de carga +1
ou +2) cujo raio é inferior ao da espécie neutra.
A conjugação dos factores carga nuclear efectiva e raio atómico justificam o valor muito mais elevado para
EI2 dos metais alcalinos, em relação ao valor de EI1.
b)
E0 está relacionado com a energia de ionização, mas não é a energia de ionização. A energia de ionização
define-se como a quantidade de energia que é necessário fornecer a 1 mole de átomos para arrancar 1 mole
de electrões, no estado gasoso e fundamental, ficando os electrões arrancados com energia cinética nula.
Na experiência do efeito fotoeléctrico o cátodo (onde incide a radiação) é constituído por um metal, ou seja
está no estado sólido.
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3. a) Previsão da geometria em torno de cada átomo central, usando a TRPECV
Molécula Nº de pares de electrões na camada de valência
Tipo de molécula Distribuição espacial dos pares electrónicos
Geometria da molécula
NO3– N (átomo central) = 5 e‐
O = 3×2 e‐ = 6 e‐
Carga = 1 e‐
Total = 12 e‐ Nº pares de e‐ = 6
3 “pares” duplos
AX3 Triangular plana
Triangular plana
(Ângulos de 120º)
Em redor do átomo central C1 C1 = 4 e‐ H = 3×1e‐
C2 = 1 e‐ Total = 8 e‐ Nº pares de e‐ = 4
Em redor do átomo central C1
AX4
Em redor do átomo central C1:
Tetraédrica
Em redor do átomo central C1:
Tetraédrica
(Ângulos de 109,5º)
C1H3C2HO
Em redor do átomo central C2 C2 = 4 e‐
C1 = 1 e‐ O = 2 e‐
H = 1 e‐ Total = 8e‐ Nº pares de e‐ = 4
1 par “duplo” e 2 pares simples
Em redor do átomo central C2
AX3
Em redor do átomo central C2
Triangular plana
Em redor do átomo central C2
Triangular plana
(Ângulos de 120º)
NO2+ N (átomo central) = 5e‐
2 O = 2×2e‐ Carga (+) = ‐1e‐
Total = 8e‐ Nº pares de e‐ = 4
2 “pares” duplos
AX2 Linear Linear (Ângulos de 180º)
b) Descrição da ligação segundo a TEV.
Molécula Distribuição espacial dos pares electrónicos
Hibridação do átomo central
Configuração electrónica do estado hibridado do átomo central
NO3–
Triangular plana
(sp2) N (sp2)
2(sp2)1(sp2)
12pz1
Para N fazer 3 ligações equivalentes: N+ (sp2)
1(sp2)1(sp2)
12pz1
C1H3C2HO
Em redor do átomo central C1: Tetraédrica (sp3)
Átomo central C1: C (sp3)
1(sp3)1(sp3)
1(sp3)1
4
Em redor do átomo central C2: Triangular plana (sp2)
Átomo central C2 C (sp2)
1(sp2)1(sp2)
12pz1
NO2+
Linear (sp)
N (sp)2(sp)12px12pz
1
A carga do ião deve estar no N, por ser menos electronegativo que O: N+ (sp)1(sp)12px
12pz1
5
6
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8
9
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12
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6.
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7. a) C (diamante) é um sólido covalente - o tipo de ligação existente é, como diz o nome, covalente e portanto
apresentam energias de ligação muito elevadas o que justifica os seus pontos de fusão também bastantes
elevados. Entre eles o diamante é a substância que se mantém no estado sólido a temperaturas mais
elevadas.
Segue-se por ordem decrescente de pontos de fusão o Fe e finalmente o Ni. São metais e apresenta maior
ponto de fusão o metal que tiver maior energia de coesão. A energia de coesão nos metais é directamente
proporcional ao grau de preenchimento da banda de valência, ou seja, quanto maior for o número de
electrões nos níveis ligantes da banda de valência e menor o número de electrões nos níveis antiligantes,
maior será esta energia. O Fe tem 8 electrões de valência e o Ni tem 10 electrões de valência. Tanto o Fe
como o Ni têm os níveis ligantes da banda de valência todos preenchidos, mas o Ni tem mais electrões nos
níveis antiligantes. Assim será o Fe que apresentará maior energia de coesão e, portanto, maior temperatura
de fusão.
Assim:
PF (C(diamante)) > PF (Fe) > PF(Ni)
b) São três substâncias moleculares polares que apresentam forças intermoleculares de Van der Waals:
Keesom, (dipolo permanente-dipolo permanente), Debye (dipolo permanente-dipolo induzido), London (dipolo
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instantâneo-dipolo induzido) e NH3 tem pontes de Hidrogénio (estabelecem-se entre moléculas que possuem
um H ligado a um elemento muito electronegativo).
As forças de Keesom e Debye são pouco importantes para estas moléculas já que qualquer uma delas não é
pequena. Portanto, de entre as forças de Van der Waals, as de London são as que têm mais peso. As forças
de London são tanto mais importantes quanto maior a polarizabilidade da molécula (quanto maior ela for, ou
seja quanto mais electrões tiver). Assim, no que diz respeito às forças de London, e para as moléculas em
causa, a sua importância relativa é AsH3 > PH3 > NH3.
No entanto, como as pontes de Hidrogénio são as mais importantes de entre as forças intermoleculares são
elas que vão condicionar a ordenação dos pontos de fusão. Assim NH3 apresenta a capacidade de fazer
pontes de Hidrogénio e em relação às outras duas será a que terá maior temperatura de fusão. Assim:
PF (NH3) > PF (AsH3) > PF (PH3)
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