Baseando-se na resposta da questão anterior, explique a seguinte afirmação.
A adição de LiH (hidreto do bloco s) quanto a adição de HF (hidreto do bloco p) à água, alteram o equilíbrio de auto-ionização desta, produzindo soluções básicas para o primeiro enquanto o HF apresenta um comportamento antagônico ao LiH. Considerando sua análise da questão 3, escreva equações químicas que representam as possíveis interações desses hidretos com a água e indicando qual interação deve ter maior extensão (confrontar com o fato experimental) e possíveis diferenças nessas reações.
Dados: busque os dados de \mathrm{Kw}, \mathrm{Ka} e Kb da atuação desses hidretos em água na literatura.

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Escrever as equações químicas que representam as possíveis interações do hidreto do bloco s (LiH) e do hidreto do bloco p (HF) com a água.
  • Indicar qual interação tem maior extensão (ou seja, qual equilíbrio favorece mais produto), confrontando com o fato experimental (LiH produz soluções básicas; HF é ácido/fraco e tem comportamento oposto).
  • Apontar possíveis diferenças qualitativas entre as reações.
Informações úteis / dados a usar (valores tomados da literatura em condições padrão, T = 25 ºC):
  • Constante de autoionização da água: \mathrm{K_w} = 1{,}0\times10^{-14}.
  • Constante de dissociação ácida do fluorídrico: \mathrm{K_a(HF)} \approx 6{,}6\times10^{-4} (pKa \approx3{,}18).
  • A base conjugada do HF é \mathrm{F^-}; sua constante básica é \mathrm{K_b(F^-)}=\dfrac{\mathrm{K_w}}{\mathrm{K_a(HF)}}.
  • Para estimar a extensão da reação envolvendo o ânion hidreto \mathrm{H^-} (presente em LiH) com água, usa-se a relação de equilíbrio de transferência protônica baseada em pKa: para \mathrm{B^- + HA \rightleftharpoons HB + A^-} tem-se K = 10^{\mathrm{p}K_a(\,HB\,) - \mathrm{p}K_a(\,HA\,)}.
  • Valores de referência de pKa úteis: \mathrm{p}K_a(H_2)\approx 35 (em água) e \mathrm{p}K_a(H_2O)=15{,}7.

Passo 2

Equação química e química qualitativa para LiH com água — escrever a reação e explicá-la passo a passo.
Reação macroscópica (balanceada):
\mathrm{LiH(s) + H_2O(l) \longrightarrow LiOH(aq) + H_2(g)}
Explicação detalhada (mecanismo ácido-base simples):
  • LiH é um hidreto iônico do tipo \mathrm{Li^+ H^-}. O íon \mathrm{H^-} é o verdadeiro agente que atua como base (aceita prótons).
  • A reação relevante em termos de transferência de próton é:
\mathrm{H^- + H_2O \rightleftharpoons H_2 + OH^-}.
  • O \mathrm{OH^-} gerado forma \mathrm{LiOH} ao interagir com \mathrm{Li^+}, e \mathrm{H_2} é liberado como gás (por isso a reação é violentamente exotérmica e parece “comer” água).

Passo 3

Estimativa da extensão da reação \mathrm{H^- + H_2O \rightleftharpoons H_2 + OH^-} usando pKa.
Regra de protonação (útil e prática): para a reação de transferência de próton
\mathrm{B^- + HA \rightleftharpoons HB + A^-},
o equilíbrio tem constante
K = 10^{\mathrm{p}K_a(HB) - \mathrm{p}K_a(HA)}.
Aplicando ao caso \mathrm{H^-} como base e \mathrm{H_2O} como ácido:
  • Aqui HB = H_2 (pKa \approx 35) e HA = H_2O (pKa \approx 15{,}7).
  • Portanto
K = 10^{\,35 - 15{,}7\,} = 10^{19{,}3} \approx 2{,}0\times10^{19}.
Interpretação:
  • K enorme \gg 1 indica que a reação favorece fortemente os produtos \mathrm{H_2} e \mathrm{OH^-}.
  • Na prática, isso significa que o \mathrm{H^-} desprotona água quase quantitativamente — LiH reage praticamente por completude com água, formando \mathrm{OH^-} e \mathrm{H_2}. Isso explica o caráter fortemente básico da solução e o fato experimental de evolução de hidrogênio e formação de hidróxido de lítio.

Passo 4

Equação química e equilíbrio para HF em água — escrever e explicar.
Equilíbrio ácido do HF em água:
\mathrm{HF(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(aq) + F^-(aq)}.
Constante de equilíbrio (dada):
\mathrm{K_a(HF)} \approx 6{,}6\times10^{-4}.
Expressão de equilíbrio e significado:
  • \mathrm{K_a}=\dfrac{[H_3O^+][F^-]}{[HF]}. Valor menor que 1 indica dissociação parcial: HF é um ácido fraco.
  • A base conjugada \mathrm{F^-} tem constante básica
\mathrm{K_b(F^-)}=\dfrac{\mathrm{K_w}}{\mathrm{K_a(HF)}}=\dfrac{1{,}0\times10^{-14}}{6{,}6\times10^{-4}}\approx1{,}5\times10^{-11},
ou seja, \mathrm{F^-} é uma base muito fraca em água.

Passo 5

Comparação quantitativa das extensões: LiH vs HF
Números-chaves:
  • Reação de \mathrm{H^-} com água: K \approx 2{,}0\times10^{19} (muito grande) ⇒ reação praticamente completa.
  • Dissociação de HF: \mathrm{K_a(HF)} \approx 6{,}6\times10^{-4} ⇒ dissociação parcial; \mathrm{K_b(F^-)} \approx 1{,}5\times10^{-11} ⇒ base conjugada muito fraca.
Consequência prática (confronto com fato experimental):
  • Adicionar \mathrm{LiH} à água gera \mathrm{OH^-} em grande quantidade (pela reação quase completa do \mathrm{H^-}), então a solução torna-se fortemente básica — isto está de acordo com o fato experimental.
  • Adicionar \mathrm{HF} à água aumenta [H_3O^+] mas apenas parcialmente (HF é ácido fraco), portanto a solução torna-se ácida, não básica. Esse comportamento é antagonista ao de LiH, como afirmado.

Passo 6

Diferenças qualitativas e observáveis entre as reações (o “porquê” químico, na prática)
  1. Natureza do hidreto:
  • LiH: hidreto iônico com \mathrm{H^-} altamente básico (caráter hidreto verdadeiro); reage com água liberando \mathrm{H_2} e produzindo um hidróxido solúvel ( \mathrm{LiOH}).
  • HF: é um hidreto covalente do flúor que se comporta como ácido (fluoreto é a base conjugada), e HF em água não se dissocia completamente por ser relativamente estável como molécula hidrogenada (forte ligação H–F e forte interação de hidrogênio).
  1. Observações experimentais:
  • LiH + H2O: efervescência (evolução de \mathrm{H_2}), aquecimento, formação de solução fortemente alcalina; reação rápida/violenta com água.
  • HF + H2O: não há liberação de \mathrm{H_2}; a solução é ácida e corrosiva; HF forma ligações de hidrogênio fortes com água e pode dar espécies como \mathrm{HF_2^-} em presença de excesso de \mathrm{F^-}.
  1. Reversibilidade e produto isolável:
  • LiH: reação praticamente irreversível em água (libera gás e consome o hidreto).
  • HF: estabelece um equilíbrio; a porcentagem dissociada depende da concentração. Exemplo numérico: para \mathrm{[HF]_0 = 0{,}10\\ M},
    calcular aproximadamente a dissociação usando x^2/(0{,}10-x)=\mathrm{K_a} e assumindo x\ll0{,}10: x\approx\sqrt{\mathrm{K_a}\cdot 0{,}10}=\sqrt{6{,}6\times10^{-4}\times0{,}10}=\sqrt{6{,}6\times10^{-5}}\approx8{,}1\times10^{-3},ou seja, dissociação \approx8{,}1\%. Isso mostra quantitativamente que HF não se ioniza completamente.

Passo 7

Resumo didático (conectando tudo para a prova — regra prática)
  • Se o reagente contém verdadeiramente o \mathrm{H^-} (hidreto de metais alcalinos/terra-alcalinos), espere reação completa com água, formação de \mathrm{OH^-} e \mathrm{H_2} — solução básica. Use a comparação de pKa para ver que a transferência protônica é fortemente favorecida.
  • Se o reagente é um hidreto de um elemento eletronegativo (como HF), espere comportamento ácido (dissociação parcial), com \mathrm{K_a} pequeno comparado a 1; a solução ficará ácida e a base conjugada será fraca ( \mathrm{K_b} pequena).
  • Para comparar extensões de reações ácido–base, é muito prático transformar pKa em constantes de equilíbrio por K=10^{\Delta\mathrm{p}K_a} (como foi feito para \mathrm{H^-} vs água).

Resposta

\mathrm{LiH(s) + H_2O(l) \longrightarrow LiOH(aq) + H_2(g)} (equivalente a \mathrm{H^- + H_2O \longrightarrow H_2 + OH^-}); equilíbrio com constante estimada K\approx 2{,}0\times10^{19} (reação praticamente completa) — solução fortemente básica.
\mathrm{HF(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(aq) + F^-(aq)} com \mathrm{K_a(HF)}\approx 6{,}6\times10^{-4} (dissociação parcial); \mathrm{K_b(F^-)}=\dfrac{\mathrm{K_w}}{\mathrm{K_a(HF)}}\approx 1{,}5\times10^{-11}. Portanto, a interação do \mathrm{H^-} (LiH) com água tem muito maior extensão do que a dissociação do HF — isto concorda com os fatos experimentais (LiH torna a solução básica e reage quase completamente; HF produz solução ácida, dissociando-se apenas parcialmente).

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