Questionário de Inorgânica - grupo 13

Questionário de Inorgânica – Grupo 13

1. Qual o pH da solução de bórax em água destilada? Justifique por meio de equação química o pH registrado.

O pH da solução de bórax em água ficou em torno de 9 e 10. A reação que ocorre é a seguinte:

[pic 1]

        

Na dissolução do bórax, são formados o ácido bórico e o hidróxido de sódio. O ácido bórico em solução aquosa é um ácido fraco, com constante de ionização Ka= 5,8x10-10 (pKa= 9,24) a 25ºC, dissociando-se muito pouco e o hidróxido de sódio é uma base forte, o que faz com que a concentração de OH- na solução sejam superiores a de H+, tornando a solução com pH básico (entre 9 e 10).

2. Qual o pH da solução do ácido bórico em água? Justifique por meio de equação química o pH registrado.

        O pH  medido da solução do ácido bórico formado no primeiro experimento (em água) foi próximo de 6, próximo também ao da água antes da dissolução do sal (6,0). Isso ocorreu porque a quantidade de sólido formada no experimento 1 foi muito pequena para se observar uma variação. Contudo, como o H3BO3 é um ácido fraco, a variação de pH ao dissolvermos este ácido em água seria muito pequena:

[pic 2]

        O pH da solução então depende da quantidade dos compostos iônicos ou moleculares na solução e, visto que este é um ácido fraco em água, o pH se tornaria menor que 7, visto que uma pequena parte do ácido foi dissociado.

3. Qual a melhor teoria ácido-base para explicar o caráter do ácido bórico? Justifique.

        A melhor teoria para justificar o caráter ácido do ácido bórico é a teoria de Lewis. Isso porque o boro é capaz de receptar um par de elétrons de outro elemento, além de interagir nas ligações com os três elétrons ao hibridizar. Vejamos a configuração eletrônica do Boro:

[pic 3]

Fonte: J.D.Lee

        Em seu estado excitado, o boro pode juntar seus orbitais e formar um orbital híbrido sp2, sobrando ainda um orbital p vazio, o que o torna um ácido de lewis ( substância capaz de aceitar um par de elétrons para formar uma nova ligação) visto que neste orbital pode ser alocado um par de elétrons de outro elemento. Este comportamento pode ainda ser exemplificado pela imagem abaixo em que o caráter ácido do Boro pode ser mostrado ao aceitar o par de elétrons do oxigênio da hidroxila:

[pic 4]

Fonte: J.D. Lee

4. Represente por meio de equação química a reação de obtenção do borato de etila.

        A adição de etanol em meio ácido aos cristais de  formados, tem-se o borato de metila. Comprova-se a sua presença pela obtenção de chama verde ao ser inflamado.[pic 5]

[pic 6]

5. Represente por meio de equações químicas as reações que ocorrem nos experimentos dos itens 3.a), 3.b) e 3.c).

        No item 3.a) foi adicionada um apara de alumínio à uma solução de HCl, ora concentrado, ora diluído. Durante ambas ocorrências a equação que representa as equações que se procederam é a que segue:

[pic 7]

        Já no experimento 3.b) foi adicionado alumínio a uma solução de ácido nítrico. Tal solução foi aquecida posteriormente até quase ebulição. A equação que representa o processo é a seguinte:

[pic 8]

        No último item, 3.c), alumínio a uma solução de hidróxido de sódio 30%. A reação que ocorre nesse experimento é representada pela equação  seguir:

[pic 9]

6. Confronte os potenciais padrão das espécies que são oxidadas e reduzidas nos itens 3.a), 3.b) e 3.c) e explique por que as reações com os ácidos clorídrico e nítrico rendem produtos diferentes.

        No item 3.a) a espécie oxidada é o Alumínio e a espécie reduzida é o Cloro. Seus potenciais padrão são, respectivamente, -1,66V e 1,36V.  Já no item 3.b) o Alumínio é a espécie oxidada e o Nitrogênio, que possui potencial padrão 0,80V, é a espécie reduzida. No último experimento, 3.c), o Alumínio é a espécie oxidada e o Hidrogênio, com potencial padrão 0,0V, é a espécie reduzida.

        Durante o experimento 3.a) é evidenciada pela formação de bolhas a liberação de gás hidrogênio, H2. Isso deve-se ao fato de que os íons H+ em solução reagem entre si, formando hidrogênio molecular. Já no experimento 3.b), apesar de existirem íons H+ também em solução, a formação de hidrogênio não é observada.

Tal diferença corre devido à diferença de potencial padrão das espécies reduzidas nas reações. No item 3.a) a única espécie que pode receber elétrons é H+, portanto o hidrogênio será oxidado. Já no item 3.b) tanto o hidrogênio quanto o  nitrogênio podem ser oxidados. Como o potencial padrão do nitrogênio é maior, é mais provável que sua redução ocorra em detrimento da redução do hidrogênio. Logo, o ácido nítrico é quem atua como agente oxidante, formando NO2.

7. Explique por que o alumínio é oxidado tanto em meio ácido quanto em meio básico.

O alumínio é oxidado tanto em meio ácido quanto em meio básico em razão do seu caráter anfótero. O alumínio se comporta tanto como base como quanto ácido em razão do volume e da carga elevada do seu cátion. Dessa forma, em solução aquosa o metal age como ácido de lewis e quando em presença de solução ácida age como base.

8. Represente por meio de equações químicas as reações que ocorrem no experimento do item 4. Explique por que o hidróxido de alumínio é capaz de reagir tanto com ácidos quanto com bases.