Licenciatura em Engenharia Mecânica
Licenciatura em Engenharia Aeroespacial
Licenciatura em Engenharia Naval e Oceânica

1º Período de 2021/22

ALGUNS TESTES E EXAMES ANTERIORES (RESOLVIDOS E NÃO RESOLVIDOS)

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INSTITUTO SUPERIOR TÉCNICO

Química Geral

Curso de Engenharia Mecânica

1º Semestre de 2002-2003

1º Teste (02/11/2002)

I

1. (Laboratório) Calcule o comprimento de onda correspondente à transição 0-0 da banda de absorção de menor energia no UV-Vis do 1,3,5-heptatrieno (CH2CHCHCHCHCHCH3) previsto pelo modelo da partícula na caixa. Admita dC-C= 141 pm.

Comprimento da caixa, L = (5 + 1) ´ dC-C= 6 ´ 141 pm = 846 pm = 8.46 ´ 10–10 m
Número de electrões na caixa (1 por cada carbono insaturado) = 6
Níveis 1 a 3 preenchidos. Transição de 1 electrão de n = 3 para n = 4.

2. No contexto do modelo da partícula na caixa linear de potencial quais os números quânticos que caracterizam um electrão num dado nível?

n (número quântico principal), e ms (número quântico magnético de spin)

II

A primeira energia de ionização de um átomo de flúor é inferior à de um átomo de néon (Ei1(F) = 17.4 eV e Ei1(Ne) = 21.6 eV). Dê uma explicação quantitativa.

A energia de ionização é proporcional a Zef2/n2.

1) Tanto no F como no Ne o número quântico principal, n, do electrão que sai (ionizado) é o mesmo, n = 2

2) Zef (2p, Ne) = Zef (2p, F) + 0.65 (o electrão 2p do Ne não blinda completamente o protão do núcleo), logo Ei1(Ne) > Ei1(F)

Com o anterior (ou equivalente) a resposta ficaria completa, mas poderiam acrescentar:
F 1s2 / 2s2 2p5 / Zef (2p, F) = 9 – (2 ´ 0.85 + 6 ´ 0.35) = 5.20
Ne 1s2 / 2s2 2p6 / Zef (2p, Ne) = 10 – (2 ´ 0.85 + 7 ´ 0.35) = 5.85

 

III

1. Desenhe o diagrama de energias para as orbitais moleculares da espécie diatómica ClF indicando: i) as energias de ionização dos átomos constituintes e da molécula, ii) os tipos de orbitais moleculares (s , p , etc.) envolvidas, iii) a ordem de ligação, iv) as propriedades magnéticas que prevê para a molécula.
NOTA: Indique no diagrama apenas as Orbitais de Valência

i) Ei indicadas no diagrama

ii) Tipos de OM indicados no diagrama

iii) OL = (8 – 6)/2 = 1 Cl–F

iv) Diamagnética porque não tem electrões desemparelhados

2. Faça uma estimativa quantitativa do momento dipolar da molécula.

momento dipolar (mClF) = q ´ d = %CI/100 ´ e (carga do electrão) ´ dClF
electronegatividade (Cl) = 3.16
electronegatividade (F) = 3.98
diferença de electronegatividades = 0.82, a que corresponde uma percentagem de carácter iónico %CI= 15% (lida na Tabela Periódica)

dClF = rcov(Cl) + rcov(F) = 99 pm + 72 pm = 171 ´ 10–12 m

mClF = 0.15 ´ 1.6 ´ 10–19 C ´ 171 ´ 10–12 m = 4.10 ´ 10–30 C m = 1.2 D

Dados e constantes de conversão:

h (constante de Planck) = 6.62618 ´ 10–34 J s

c (velocidade da luz no vácuo) = 2.997925 ´ 108 m s–1

me (massa do electrão em repouso) = 9.10953 ´ 10–31 kg

e (carga do electrão) =1.60 ´ 10–19 C

dC-C (distância internuclear C-C) = 141 pm

1 electrão-volt (eV) = 1.60 ´ 10–19 C m

1 Debye (D) = 3.33 ´ 10–30 C m

Equações para a partícula na caixa linear de potencial:

 

Cotação: I.1 – 1.0 , I.2 – 0.5, II. – 1.0, III.1 – 1.5, III.2 – 1.0

 

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  1º teste (Teste Exemplo Resolvido)


I

    Considere a molécula de 1,3-butadieno [CH2CHCHCH2]. Explique como o modelo da partícula numa caixa unidimensional de potencial prevê comprimentos de ligação C1-C2 mais curtos que o do ligação C2-C3 . Calcule o comprimento de onda da transição de menor energia no UV-Vis previsto por este modelo e compare com o valor experimental (238 nm). 

1,3-butadieno CH2=CH-CH=CH2

Esta molécula apresenta quatro electrões p deslocalizados (provenientes das orbitais atómicas 2pz do C), logo estão preenchidas as orbitais com n=1 e n=2. As funções de onda que descrevem estes electrões são as indicadas na figura:

 

 

Na figura também se representa o quadrado das funções de onda e a sua soma.

Como vemos, a densidade electrónica entre C2 e C3 é menor do que entre C1 e C2, que é idêntica à densidade electrónica entre C3 e C4 (isto devido ao nodo que a função de onda n=2 apresenta no centro da caixa). Logo a distância internuclear C2 e C3 é maior.

 

Tamanho da caixa, L = 4 x dC-C.

Transição de menor energia entre os níveis n=2 e n=3.

 

O comprimento de onda de absorção do 1,3-butadieno previsto pelo modelo é menor (210 nm) do que o valor experimental (238 nm). Isto é devido às aproximações inerentes ao modelo:

  • electrões  sujeitos a  potencial constante e nulo (só têm energia cinética)

  • não se considera a repulsão interelectrónica

 

II

   Explique os valores experimentais das energias de ionização do azoto (N) e do oxigénio (O) que encontra na Tabela Periódica.

 

A energia de ionização é proporcional a razão (Zef /n)2  para o electrão em causa.

EI(N) = 14.5 eV
EI(O) = 13.6 eV

Configuração electrónica do azoto: (1s2 )(2s2 2p3)

Zef (2p, N) = 7 - (4x0.35 + 2x0.85) = 3.9

Configuração electrónica do oxigénio: (1s2 )(2s2 2p4)

Zef (2p, O) = 8 - (5x0.35 + 2x0.85) = 4.55

(Zef /n)2 (2p, N) = (3.9/2)2= 3.8

(Zef /n)2 (2p, O) = 5.2

A energia de ionização do oxigénio deveria ser superior à energia de ionização do azoto, uma vez que a razão (Zef /n)2  é maior para o electrão 2p do oxigénio. Experimentalmente verifica-se que a energia de ionização do azoto é superior porque as regras de Slater não contemplam o grau de preenchimento das orbitais, isto é, não consideram a repulsão interelectrónica. No azoto o electrão  é removido de uma orbital semipreenchida enquanto no oxigénio o electrão é removido de uma orbital completamente preenchida.

 

III

1. Desenhe o diagrama de energias das orbitais moleculares do monóxido de azoto (NO), identificando no mesmo diagrama as energias de ionização dos átomos constituintes e os tipos de orbitais moleculares (s, p, etc.) envolvidas. Determine a ordem de ligação no NO e preveja as propriedades magnéticas da molécula.

2. Utilizando os dados da Tabela Periódica faça uma estimativa do momento dipolar da molécula HF.

 

1.   Molécula NO

EI(N) = 14.5 eV
EI(O) = 13.6 eV

Configuração electrónica do azoto: 1s2 2s2 2p3
Configuração electrónica do oxigénio: 1s2 2s2 2p4

Diagrama de energia das orbitais moleculares

Uma vez que a energia de ionização do N é maior que a energia de ionização do O as orbitais 2p do azoto têm menor energia. Representando apenas as orbitais de valência de ambos os átomos tem-se:

 

 

As orbitais atómicas sigma 1s não coalescem significativamente. Ficam, portanto, como orbitais não ligantes.

NOTA: Nesta molécula as orbitais sigma 2p e pi 2p ligantes, são quase isoenergéticas (é a última molécula em que se observam os efeitos da inversão sigma-pi). Porém, tal como indicado nas aulas, não se espera que o aluno tenha em conta a inversão sigma-pi.

OL = (nº de electrões ligantes -  nº de electrões antiligantes)/2= (8 -3 )/2 = 2.5
A molécula é paramagnética.

 

 

2. Molécula HF

momento dipolar (mHF) = q x d = %CI/100 x e (carga do electrão) x dHF

electronegatividade do H=2.2
electronegatividade do F=3.98

diferença de electronegatividades = 1.78, a que corresponde uma percentagem de carácter iónico  %CI= 55% (lido na Tabela Periódica) 
 

dHF = rcov(H) + rcov (F) = (30 + 72) x10-12 m =  102 x10-12 m

 

mHF = 0.55 x 1.6x10-19 C x 102 x10-12 m = 8.976 x10-30 C m = 2.7 D
 

Dados e constantes de conversão:

h (constante de Planck) = 6.62618 x 10-34 J s
c (velocidade da luz no vácuo) = 2.997925 x 108 m s-1
me (massa do electrão em repouso) = 9.10953 x 10-31 kg
e (carga do electrão) =1.60x10-19 C
 dC-C (distância internuclear C-C) = 141 pm
1 electrão-volt (eV) = 1.60 x 10-19 C m
1 Debye (D) = 3.33 x 10-30 C m

 

Equações para a partícula na caixa de potencial:

 

Cotação: I. 1 val           II. 1.5 val        III. 2.5 val

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INSTITUTO SUPERIOR TÉCNICO
Química Geral
Curso de Engenharia Mecânica
1º Semestre de 2002-2003
2º Teste (07/12/2002)

I

Considere as seguintes moléculas:
A    HOCH CH2, álcool vinílico
B    HOOC CH CH COOH, ácido trans-butenodióico
1. Descreva pela teoria do Enlace de Valência a estrutura molecular de cada uma, indicando: (i) hibridações e configuração electrónica dos átomos no estado hibridado; (ii) ângulos de ligação; (iii) tipos de ligação; (iv) pares de electrões não partilhados; (v) existência e número de orbitais p deslocalizadas.

Molécula A

(i) C1 e C2    1s2 sp21 sp21 sp21 2pz1
O    1s2 sp32 sp32 sp31 sp31
(ii) ver figura
(iii) ver figura
(iv) 2 pares sp3 no O
(v) não tem

Molécula B

(i) C1 e C2    1s2 sp21 sp21 sp21 2pz1 ângulos de 120º
O1    1s2 sp22 sp22 sp21 2pz1 ângulos de 120º
O2    1s2 sp32 sp32 sp31 sp31 ângulos de 109º
(ii) ver figura
(iii) ver figura
(iv) 8 pares nos O
(v) 6 orbitais p deslocalizadas

2. Represente a estrutura da unidade repetitiva ou de um pedaço de cadeia do polímero formado a partir da molécula A.

3. Descreva as forças intermoleculares mais importantes neste polímero.

Keesom (o mero é polar), Debye (pouco importantes), London e ligações por Pontes de Hidrogénio.

II (Laboratório)

Diga, justificando, qual das substâncias: diclorometano, CH2Cl2, ou dimetilamina, (CH3)2 NH, dissolve melhor a trimetilamina, (CH3)3 N.
Identifique numa tabela todas as interacções moleculares.

Estrutura, dipolos moleculares e pares de electrões isolados.

  nº electrões Keesom Debye London Pontes H
(CH3)3 N 34 + (+) +++ N
CH2Cl2 42 + (+) ++++ N
(CH3)3 N + CH2Cl2   + (+) +++ N
           
(CH3)3 N 34 + (+) +++ N
(CH3)2 NH 26 + (+) ++ +++
(CH3)3 N + (CH3)2 NH   + (+) ++ +++

Ambos os solventes devem dissolver bem a trimetilamina porque não há perda significativa de energia das ligações intermoleculares em nenhum dos casos. A formação de ligações de hidrogénio entre a dimetil e trimetilamina e a perda de ligações de London no caso do diclorometano pode indicar uma maior solubilidade na dimetilamina.

III

Considere uma liga de ouro com 10% (percentagem atómica) em platina
(i) Indique o tipo de liga que se forma

Solução sólida de substituição (átomos de raio semelhante e electronegatividades semelhantes).

(ii) Considerando que o Au cristaliza numa estrutura CFC e tem um raio metálico de 1.79 Å, calcule a massa volúmica desta liga

A massa volúmica será:

r = (massa dos átomos numa célula base) / (volume da célula base)

Volume da célula base
Na estrutura CFC os átomos tocam-se segundo a diagonal da face do cubo, d.
Supondo que a Pt não deforma a estrutura, d = aÖ2 = 4 r(Au) = 7.16´10-8 cm
A aresta da célula base será a =  5.06´10-8 cm
E o volume da célula base V(cb) = a3 = 1.295´10-22 cm3

Massa dos átomos numa célula base
Numa célula base há (6´1/2 + 8´1/8 =) 4 átomos, 0.90´4 de Au e 0.10´4 de Pt
MA(Au) = 196.97 g/mol, ma(Au) = MA/NA = 3.27´10-22 g/átomo
MA(Pt) = 195.09 g/mol, ma(Pt) = MA/NA = 3.24´10-22 g/átomo
A massa da célula base será: M(cb) = 0.90´4´ma(Au) + 0.10´4´ma(Pt) = 1.307´10-21 g

Logo a massa volúmica será 10.1 g/cm3.

IV

1. Em cada par de compostos a seguir indicados seleccione o de maior dureza. Justifique.
i) NaF e KCl
ii) KCl e CaCl2

Em princípio, o de maior dureza será o que tiver maior |U| (energia de rede).
Admitimos que as diferenças entre as constante de Madelung, A, e os expoentes de Max Born, n, não afectam as conclusões
|U| µ Zcatião ´ Zanião / r0

i) Zcatião ´ Zanião(NaF) = Zcatião ´ Zanião(KCl) = 1 ;  r0(NaF) < r0(KCl). Logo dureza(NaF) > dureza(KCl).
ii) Zcatião ´ Zanião(KCl) = 1,  Zcatião ´ Zanião(CaCl2) = 2 ;  r0(KCl) > r0(CaCl2). Logo dureza(CaCl2) > dureza(KCl).

2. Em cada par de substâncias a seguir indicadas indique a de maior temperatura de fusão. Justifique.
i) Na e Al

São ambos metais. A energia de coesão e (temperatura de fusão) será tanto maior quanto maior for o grau de preenchimento dos níveis ligantes.

N átomos de Na : banda de Bloch com 4N níveis (3s+3p), com N electrões, 0.5N níveis preenchidos.
N átomos de Al : banda de Bloch com 4N níveis (3s+3p), com 3N electrões, 1.5N níveis preenchidos.

TF(Al) > TF(Na)

ii) CO2 e Cdiamante

CO2 : composto molecular (interacções de London)
Cdiamante: cristal covalente (energia de ligação pelo menos uma ordem de grandeza superior à das interacções moleculares)

TF(Cdiamante) >> TF(CO2)

Cotação: I.1 - 3.0, I.2 e 3 - 1.0, II - 1.0, III.i) - 0.5, III.ii) - 1.0, IV.1 - 1.0, IV.2 - 0.5

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Química Geral

Curso de Engenharia Mecânica

3º Teste – Exemplo Resolvido

 
  1. Calcule a massa de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2 que pode dissolver, a 25 ºC, sem precipitação, em 1000 ml de água e calcule a energia livre de Gibbs padrão (D G0) desta reacção a 25 ºC.

    Mg(OH)2 « Mg2+ + 2OH–
    KS(Mg(OH)2; 25ºC) = [Mg2+][OH–]2 = S ´ (2S)2 = 7.1´ 10-12
    S = 1.21´ 10–4 M,
    massa dissolvida por litro = S ´ MM(Mg(OH)2) = 1.21´ 10–4 M ´ 58.3 g/mol = 7.05 mg/1000 ml

    DG0 (25º C) = – RT ln K = – 8.314 J K-1 mol-1 298 K ln(7.1´ 10-12) = + 6.36´ 104 J mol-1
    O valor positivo indica uma maior energia livre de Gibbs dos produtos em relação aos reagentes, o que está de acordo com a baixa solubilidade do Mg(OH)2.

     

  2. No trabalho 3 de laboratório levou à ebulição uma água comercial e observou, após arrefecimento, que o pH da mesma variara cerca de duas unidades. Explique a sua observação com base nas equações das reacções químicas envolvidas.

    O aquecimento da Água das Pedras provocou a libertação do CO2 dissolvido
    CO2(aq)     ® CO2(g).
    Assim, para repor o equilíbrio (princípio de Le Chatelier):
    H2CO3(aq)     ® CO2(aq) + H2O
    HCO3– (aq) + H+     ® H2CO3(aq)
    consumindo H+. O pH aumenta.

     

  3. Sabendo que a força electromotriz da célula galvânica seguinte é f.e.m.= - 0.47 V, a 25 C,

Pt½ H2(g) (1 atm)½ H+ (aq) (0.5 M) ½ ½ Fe2+ (10-3 M)½ Fe0

  1. Calcule o potencial de redução padrão do ferro (II), E0(Fe2+/Fe).

    fem = Edir –Eesq =
    fem = E0Fe2+/Fe – 0.0591/2 log(1/[Fe2+]) – { E0H+/H – 0.0591/1 log[    Ö(pH2)/[H+]]} = –0.47
    E0Fe2+/Fe – 0.0591/2 log(1/(10–3)) – { 0 – 0.0591/1 log[    Ö(1)/(0.5)]} = –0.47
    E0Fe2+/Fe (25º C) = – 0.40 V

     

  2. Identifique o cátodo e o ânodo da pilha.

    Cátodo: eléctrodo da esquerda (H+/H2)
    Ânodo: o da direita (Fe2+/Fe)
    Nota: a pilha está escrita de forma inversa (fem < 0).

     

  3. Escreva as reacções parciais de eléctrodo e a reacção global da pilha.

Ânodo: Fe ® Fe2+ + 2e
Cátodo: H+ + e ® ½ H2
Global da pilha: Fe + 2H+ ® Fe2+ + H2

4.       No trabalho 4 de laboratório fez dois ensaios demonstrativos de dois métodos de protecção contra a corrosão.

a) Descreva esses ensaios e identifique os dois métodos de protecção referidos.

Protecção catódica: O prego a proteger, em ferro, foi ligado a um metal de potencial padrão de redução muito inferior, zinco mergulhado no mesmo electrólito. Assim o ferro passou a ser o cátodo e o zinco o ânodo (eléctrodo de sacrifício).

Protecção por potencial imposto: Com um gerador externo (pilha) impusemos um potencial positivo a um prego e negativo a outro mergulhados no mesmo electrólito. O potencial a que se encontra o prego ligado ao pólo negativo da pilha impede a sua oxidação (torna-se o cátodo) e o eléctrodo positivo fornece electrões, oxidando-se, sendo o ânodo.

b) Escreva as equações parciais que têm lugar nos eléctrodos em cada um dos dois ensaios.

Protecção catódica:
Ânodo: Zn ® Zn2+ + 2e
Cátodo: O2 + 4H+ + 4e ® 2H2O e H+ + e ® ½H2

Protecção por potencial imposto:
Ânodo: Fe ® Fe2+ + 2e
Cátodo: O2 + 4H+ + 4e ® 2H2O e H+ + e ® ½H2 (observa-se a libertação de H2)

Dados

NA = 6.023´ 1023 mol-1
R = 8.314 J. K-1 mol-1
Rmet(Fe) = 124 pm.
KS(Mg(OH)2; 25ºC) = 7.1´ 10-12

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1º teste (Teste Exemplo Não Resolvido)


I

     Preveja  o comprimento de onda da transição de menor energia no UV-Vis (HOMO-LUMO) previsto pelo modelo da partícula numa caixa unidimensional de potencial para a molécula 1,3,5-hexatrieno [CH2CHCHCHCHCH2]. Compare com o valor experimental (268 nm). 

II

     Explique quantitativamente a seguinte afirmação: O neon tem uma energia de ionização elevada e uma electroafinidade baixa.

III

1.   Desenhe o diagrama de orbitais moleculares do ião N2+, identificando no mesmo diagrama as energias de ionização dos átomos constituintes e os tipos de orbitais moleculares (s, p, etc.) envolvidas. Determine a ordem de ligação nesta espécie e preveja as propriedades magnéticas da molécula.

2.    Utilizando os dados da Tabela Periódica faça uma estimativa do momento dipolar da molécula LiH.

 
Dados e constantes de conversão:

h (constante de Planck) = 6.62618 x 10-34 J s
c (velocidade da luz no vácuo) = 2.997925 x 108 m s-1
me (massa do electrão em repouso) = 9.10953 x 10-31 kg
e (carga do electrão) =1.60x10-19 C
 dC-C (distância internuclear C-C) = 141 pm
1 electrão-volt (eV) = 1.60 x 10-19 C m
1 Debye (D) = 3.33 x 10-30 C m

 

Equações para a partícula na caixa de potencial:

 

Cotação: I. 1 val           II. 1.5 val        III. 2.5 val

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Testes exemplo do 2º Teste

INSTITUTO SUPERIOR TÉCNICO

Química Geral

Curso de Engenharia Mecânica

1º Semestre de 2002-2003

2º Teste (Exemplo resolvido)

I

1. Descreva a estrutura molecular do acrilonitrilo, CH2CHCN, indicando: (i) ângulos de ligação aproximados, (ii) tipos de ligação (s, p) (iii) configuração electrónica dos átomos hibridados, (iv) pares de electrões isolados e, (v) se existirem, o número de orbitais deslocalizadas e de electrões que as ocupam.

Ligações na molécula

Estrutura da molécula

(i), (ii), (iv) indicados na figura
(iii) Hibridações
C1 e C2 1s2 2sp21 2sp21 2sp21 2pz1
C3 1s2 2sp1 2sp1 2py1 2pz1
N 1s2 2sp2 2sp1 2py1 2pz1
o único par isolado da molécula é 2sp2 do N
(v) as orbitais 2pz dos C e do N formam um sistema p deslocalizado constituído por 4 orbitais. 2 ligantes preenchidas com os 4 electrões disponíveis e 2 antiligantes vazias.

2. O acrilonitrilo dá origem a um polímero de fórmula - (CH2CHCN)-n.

i) Classifique este polímero

Homopolímero de adição

ii) Quais as interacções que se estabelecem entre as cadeias deste polímero?

Os meros são polares, logo haverá interacções de Keesom, Debye e London. Não há ligações por pontes de H.

II (Laboratório)

 Discuta detalhadamente a miscibilidade do acrilonitrilo (P.E. = 77ºC) em metanol, CH3OH  (P.E. = 65ºC).

São ambas moléculas polares.
A plolarizabilidade será proporcional ao nº de electrões: o CH2CHCN tem 28 e o CH3OH tem 18 electrões.
Têm pontos de ebulição semelhantes logo a energia das interacções moleculares deve ser semelhante (um pouco maior no acrilonitrilo).

  Keesom Debye London Pontes H
CH2CHCN + (+) +++ --------
CH3OH ++ (+) + ++
CH2CHCN + CH3OH + (+) ++ ++

A mistura dos dois líquidos deve ser favorável. A energia da interacção é semelhante (DHºmist aprox 0) e a entropia de mistura positiva (DSºmist > 0).

III

Considere as seguintes substâncias: potássio (K), cloreto de potássio (KCl), hidreto de potássio (KH), crómio (Cr) e germânio (Ge).

1. Classifique-as, justificando a sua resposta, do ponto de vista da natureza da ligação química.

K e Cr  metais: átomos idênticos de electronegatividade muito baixa. Bandas de valência e de condução sobrepostas. Ligação deslocalizada.

KCl e KH    cristais iónicos: grande diferença de electronegatividades (ci(KCl) = 74%, ci(KH) = 39%). No caso do KH a % de carácter covalente é elevada mas em qualquer deles o "gap" entre as orbitais ligantes (banda de condução) e antiligantes (banda de valência) é elevado. Ligações localizadas.

Ge    Semicondutor: metal (metaloide) de elevada electronegatividade.  As bandas de condução e valência estão afastadas embora o "gap" seja pequeno. Ligações deslocalizadas.

2.  Esboce o diagrama de bandas do crómio (Cr), explicitando o número de níveis de energia por átomo e o grau de preenchimento da banda. Justifique o facto de este ser um dos elementos do 4º período da TP com maior temperatura de fusão.

Cr [Ar] 3d5 4s1 4p0

Tem 1/3 da banda preenchida
Logo os níveis ligantes estão preenchidos (cerca de 1/3 da banda). Donde a elevada energia de coesão e ponto de fusão.

3. Calcule a densidade do KCl (estrutura tipo cloreto de sódio) r(K+) = 133 pm, r(Cl- ) = 181 pm.

A massa volúmica do KCL será:

r = (massa dos iões numa célula base) / (volume da célula base)

Nesta estrutura o catião tem coordenação octaédrica.
A aresta da célula base será a = 2 r(K+) + 2 r(Cl-) = 6.28´10-8 cm
Podemos confirmar que os aniões não se tocam pois a diagonal da face d = aÖ2 = 8.88´10-8 cm > 4 r(Cl-) = 7.24´10-8 cm
O volume da célula base será V (cb) = a3 = 2.48´10-22 cm3

Numa célula base há (6´1/2 + 8´1/8 =) 4 aniões e (1 + 12´1/4 =) 4 catiões
MA(K) = 39.09 g/mol, ma(K) = MA/NA = 6.49´10-23 g/átomo
MA(Cl) = 35.45 g/mol, ma(Cl) = MA/NA = 5.89´10-23 g/átomo
A massa da célula base será: M(cb) = 4.95´10-22 g

Logo a massa volúmica será 2.00 g/cm3 e a densidade calculada 2.00.

Cotação: I. 3.5 val           II. 1.0 val        III. 3.5 val

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INSTITUTO SUPERIOR TÉCNICO

Química Geral

Curso de Engenharia Mecânica

2º Teste (Exemplo não resolvido)

I

1. Descreva a estrutura molecular do ceteno (etenona), CH2CO, indicando (i) ângulos de ligação aproximados, (ii) tipos de ligação (iii) hibridações dos átomos (iv) e, se existirem, o número de orbitais deslocalizadas e de electrões que as ocupam.

2. O PVC é obtido por polimerização do cloreto de vinilo CH2CHCl.

i) Escreva a unidade repetitiva deste polímero e classifique-o.

ii) Quais as interacções que se estabelecem entre as cadeias deste polímero?

II (Laboratório)

 Discuta detalhadamente a miscibilidade do diclorometano CH2Cl2 (P.E. = 40ºC) em água, H2O,  (P.E. = 100ºC).

III

Esboce o diagrama de bandas de energia do óxido de magnésio (MgO) e do titânio (Ti) e indique o grau de preenchimento das mesmas.

Calcule a densidade de um aço com 0,1% (percentagem atómica) de carbono.

Ordene por ordem crescente de dureza as seguintes substâncias, justificando em detalhe a sua resposta. 

i) Titânio (Ti) e cálcio (Ca)

ii) Fluoreto de cálcio (NaF), óxido de magnésio (MgO) e óxido de bário (BaO).

Cotação: I. 3.5 val           II. 1.0 val        III. 3.5 val

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Química Geral

Curso de Engenharia Mecânica

1º Semestre de 2002-2003

 

3º Teste (17-01-2003)

I

O produto de solubilidade do carbonato de bário (BaCO3) a 25 ºC é , a 25 ºC, KS(BaCO3; 25ºC) = 0.2´ 10–3 .

  1. Considere duas soluções A e B em que as concentrações iniciais de Ba2+ e CO32– são respectivamente:
    A [0.5´ 10–3 M (Ba2+) e 10–2 M (CO32–)]
    B [0.5´ 10–2 M (Ba2+) e 10–1 M (CO32–)]
    Diga, justificando, em qual das soluções haverá formação de BaCO3 precipitado.
    QS = [Ba2+][ CO32–]
    QS (A) = 0.5´ 10–3 ´ 10–2 = 0.5´ 10–5 < KS
    QS (B) = 0.5´ 10–2 ´ 10–2 = 0.5´ 10–1 > KS
    Logo, na solução B haverá formação de precipitado.
  2. Calcule a variação de entalpia padrão, DHº, do processo de dissolução do BaCO3 e comente o efeito da temperatura na solubilidade deste sal (Princípio de Le Chatelier).

Aplicando a Lei de Hess: DHºdiss = (– 537.6 – 677.14) – (–1219) = + 4.3 kJ mol-1

A dissolução é endoentálpica (endotérmica a p = cte). Logo, quando a temperatura aumenta o equilíbrio vai evoluir no sentido directo de forma a consumir calor. A solubilidade aumenta com a temperatura.

II

Considere a pilha electroquímica a seguir esquematizada:

Fe(s)½ Fe2+ (10–4 M) ½ ½ Sn2+ (10–3 M)½ Sn(s)

  1. Calcule a força electromotriz, fem, da pilha a 25  C.
    fem = Edir – Eesq
    = EºSn2+/Sn – 0.059/2 ´ log (1/[Sn2+]) – {EºFe2+/Fe – 0.059/2 ´ log (1/[Fe2+])}
    = – 0.163 – 0.059/2 ´ log (103) – {– 0.440 – 0.059/2 ´ log (104)}
    = + 0.306 V
  2. Identifique o cátodo e o ânodo, escreva as reacções parciais de eléctrodo e a reacção global da pilha.
    Cátodo: Sn Sn2+ + 2e ® Sn
    Ânodo: Fe Fe     ® Fe2+ + 2e
    Reacção global: Fe + Sn2+     ® Fe2+ + Sn
  3. Calcule a constante de equilíbrio da reacção global da pilha.
    1º método
    Em equilíbrio Edir = Eesq
    EºSn2+/Sn – 0.0591/2 ´ log (1/[Sn2+]eq) = EºFe2+/Fe – 0.0591/2 ´ log (1/[Fe2+]eq)
    EºSn2+/Sn – EºFe2+/Fe = 0.0591/2 ´ log ([Fe2+]eq /[Sn2+]eq) = 0.0591/2 ´ log (K)
    K = 109.37 = 2.36´ 109

    2º método
    DGº = – nFDEº = – RT
    ln K = nF    DEº/RT
    K = exp[2 ´ 96480 (– 0.163 + 0.440)/(8.314 ´ 298)]
    K = 2.34´ 109

 

III (Lab.)

  1. Explique a variação do valor de pH de uma água destilada quando se faz passar por uma coluna com calcário (CaCO3).
    O CaCO3 dissolve-se (dissocia-se): CaCO3     ® Ca2+(aq) + CO32–(aq)
    O ião carbonato formado reage com o H+ originando ião bicarbonato:
    CO32–(aq) + H+     ® HCO3–(aq)
    Logo a [H+] diminui e o pH aumenta.
  2. Na aula de laboratório fez uma experiência demonstrativa da corrosão por arejamento diferencial. Desenhe esquematicamente o que observou, localizando as zonas catódica e anódica, e escreva as respectivas reacções parciais de eléctrodo.

Ânodo: Fe ® Fe2+ + 2e
Cátodo: O2 + 4H+ + 4e ® 2H2O (e, se o potencial for adequado H+ + e ® ½H2)

Cotação: I – 2.5, II – 2.5, III.1 – 1.0, III.2 - 1.0

Dados

DHºf (BaCO3) = – 1219 kJ mol-1
DHºf (Ba2+) = – 537.6 kJ mol-1
DHºf (CO32–) = – 677.14 kJ mol-1
Eº (Fe2+/Fe) = – 0.440 V
Eº (Sn2+/Sn) = – 0.163 V
F = 96 480 C mol-1
R = 8.314 J K-1 mol-1

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