Considere o composto hipotético CsF2(s), em que estaria presente o íon Cs^2+.
A julgar pelo valor de De obtido, esse composto seria estável? Justifique.
Espécie Química Dado Experimental ( kJ mol^-1)
Cs(g) De
Cs^+(g) 1^a Ei=+375,7
Cs^2+(g) 2^a Ei=+2.234
F(g) De
F^-(g) Eae=-328,2

Passo 1

Beleza, vamos lá! O problema nos pede para analisar a estabilidade do composto hipotético CsF2(s) com íon Cs^2+. Para resolver isso, vamos calcular a entalpia de formação padrão De desse composto usando os dados fornecidos. Precisaremos das informações sobre entalpia de formação, energia de ionização e afinidade eletrônica.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que a entalpia de formação padrão De de um composto é a energia envolvida na formação de 1 mol da substância a partir de seus elementos em seus estados padrões. No caso de CsF2, a reação de formação seria:
Cs(g) + 2,F(g) CsF2(s)
Para calcular De, precisamos considerar:
  1. Entalpia de formação dos reagentes:
    • Cs(g): +76,50, kJ,mol^-1
    • F(g): +79,34, kJ,mol^-1 (como são 2 moles, multiplicamos por 2: 2 times 79,34 = +158,68, kJ,mol^-1)
  2. Energia de ionização para formar Cs^2+:
    • Primeira ionização ( Cs Cs^+ + e^-): +375,7, kJ,mol^-1
    • Segunda ionização ( Cs^+ Cs^2+ + e^-): +2.234, kJ,mol^-1
    Total de energia de ionização: 375,7 + 2234 = +2.609,7, kJ,mol^-1
  3. Afinidade eletrônica para formar F^-:
    • Para cada F que ganha um elétron: -328,2, kJ,mol^-1 (como são 2 F, multiplicamos por 2: 2 times (-328,2) = -656,4, kJ,mol^-1)
Agora, a entalpia de formação do CsF2 será:
Deçãô
Substituindo os valores:
De

Resposta

A entalpia de formação padrão De de CsF2(s) é de aproximadamente 2.844,88, kJ,mol^-1. Como o valor é positivo, isso indica que a formação desse composto é endotérmica, ou seja, absorve energia. Portanto, CsF2 seria um composto instável.

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