Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: \mathrm{HClO}_{4}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}, \mathrm{PH}_{4}{ }^{+}, \mathrm{HCO}_{3}{ }^{-}?
Passo 1
O enunciado pede: “Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: \mathrm{HClO}_{4}, \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}, \mathrm{PH}_{4}^{+}, \mathrm{HCO}_{3}^{-}?”
As espécies fornecidas são (listei exatamente como no enunciado):
\mathrm{HClO}_{4}
\mathrm{H_{2}S}
\mathrm{PH_{4}}^{+}
\mathrm{HCO_{3}}^{-}
Passo 2
O que é “base conjugada” de um ácido? Vou explicar passo a passo, sem pular etapas. A definição básica é: quando um ácido perde um próton (\mathrm{H}^{+}), o que sobra é a sua base conjugada. Em notação genérica:
\mathrm{AH} é o ácido original (pode ser neutro ou carregado).
\mathrm{A}^{-} é a base conjugada (a espécie resultante após perder um \mathrm{H}^{+}).
\mathrm{H}^{+} é o próton que foi perdido.
Regra prática fácil para a prova: "tira um \mathrm{H}^{+}" — afinal um próton é só um \mathrm{H}^{+}. Ao tirar \mathrm{H}^{+}, o número de hidrogênios na fórmula diminui em 1 e a carga elétrica da espécie resultante fica uma unidade mais negativa (porque se removeu um íon positivo). Exemplos rápidos para fixar:
Se você tem \mathrm{HCl} e perde \mathrm{H}^{+}, fica \mathrm{Cl}^{-}.
Se tem \mathrm{H_{2}O} e perde \mathrm{H}^{+}, fica \mathrm{OH}^{-}.
Passo 3
Aplicando a regra ao primeiro ácido \mathrm{HClO_{4}}. Tirando um próton (\mathrm{H}^{+}):
A base conjugada (após a primeira desprotonação) é \mathrm{HS}^{-} (íon hidrogenossulfeto ou bissulfeto).
Observação útil: \mathrm{H_{2}S} é diprótico em princípio, isto é, pode perder um segundo \mathrm{H}^{+} e formar \mathrm{S}^{2-}, mas a base conjugada imediata (a pedida quando se tira um próton) é \mathrm{HS}^{-}.
Passo 5
Para \mathrm{PH_{4}}^{+} (íon fosfônio). Tirando um próton (\mathrm{H}^{+}):