1. Qual ácido é mais forte: HBr ou HI? Justifique a sua resposta.

Passo 1

O enunciado pergunta qual dos ácidos halogenídricos \mathrm{HBr} e \mathrm{HI} é mais forte. O conteúdo aqui é força de ácido em solução aquosa, que está relacionado à tendência de um ácido se dissociar em íon hidrogênio ( \mathrm{H^+}) e seu ânion conjugado. Para comparar, precisaremos usar conceitos de energia de ligação e estabilidade do ânion.

Passo 2

A força de um ácido \mathrm{HX} costuma aumentar ao descermos no mesmo grupo da Tabela Periódica porque:
  1. A energia de dissociação da ligação \mathrm{H–X} diminui (ligação mais fraca).
  2. O ânion \mathrm{X^-} é maior, dispersa melhor a carga negativa e, portanto, é mais estável.

Passo 3

Comparando as energias de dissociação de ligação (valores aproximados):
\text{BDE}(\mathrm{H–Br})\approx 366\\ \mathrm{kJ/mol},\quad \text{BDE}(\mathrm{H–I})\approx 297\\ \mathrm{kJ/mol}.
Como \mathrm{H–I} é mais fraca, \mathrm{HI} se dissocia com mais facilidade, liberando \mathrm{H^+}.

Passo 4

Quanto ao ânion conjugado, \mathrm{I^-} tem raio atômico maior que \mathrm{Br^-}, o que espalha melhor a carga negativa, tornando \mathrm{I^-} mais estável que \mathrm{Br^-}. Ánions mais estáveis resultam em ácidos mais fortes.

Passo 5

Portanto, \mathrm{HI} dissocia-se mais prontamente e gera um ânion mais estável que \mathrm{HBr}. Logo, \mathrm{HI} é o ácido mais forte.

Resposta

\mathrm{HI} é mais forte que \mathrm{HBr}.

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