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Em química inorgânica é comum o uso da água como solvente durante reações químicas. Entretanto, outros solventes inorgânicos comuns tais como amônia líquida e ácido sulfúrico, ambos na sua forma anidra, também podem ser empregados. Considerando os equilíbrios de auto-protólise dos solventes abaixo relacionados e seus respectivos valores de pKa, assinale (V) para a afirmativa VERDADEIRA e (F) para a afirmativa FALSA.
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) pKa = 15,7
NH3(l) + NH3(l) NH4+(sol) + NH2-(sol) pKa = 38
H2SO4(l) + H2SO4(l) H3SO4+(sol) + HSO4-(sol) pKa = -3,6
( ) A adição de um composto químico de pKa menor que o do ácido sulfúrico (solvente) irá desprotonar este último, gerando íons HSO4- fazendo com que o composto inicial comporte-se como uma base de Brønstead.
( ) O ácido etanóico (pKa = 4,8), que é considerado fraco em meio aquoso, terá sua acidez aumentada se o sistema de solvente for amônia líquida anidra.
( ) A reação química ocorrida entre iodeto de amônio e amideto de potássio em amônia líquida pode ser considerada uma reação de neutralização.
( ) Ao adicionarmos HNO3 (pKa = -1,3) em H2SO4, pode-se afirmar que o primero será protonado pelo solvente indicando que, nesta situação, o HNO3 estará atuando como um ácido de Brønstead.
( ) Em solução aquosa, o HCl (pKa = -8,0) pode ser considerado um ácido mais fraco que o HBr (pKa = -9,0) devido suas diferenças de constante de dissociação ácida.