1. Qual dos elementos é o mais eletronegativo O ou S ? Qual é o ácido mais forte: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ou \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}; \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH} ou \mathrm{CH}_{3} \mathrm{SH} ?

Passo 1

O enunciado faz três perguntas claras:
  • Qual dos elementos é mais eletronegativo: \mathrm{O} ou \mathrm{S}?
  • Qual é o ácido mais forte entre \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{H_{2}S}?
  • Qual é o ácido mais forte entre \mathrm{CH_{3}OH} e \mathrm{CH_{3}SH}?
Informações relevantes fornecidas (implícitas pelo enunciado):
  • Estamos comparando pares de espécies que diferem pelo elemento central oxigênio ( \mathrm{O}) versus enxofre ( \mathrm{S}).
  • Em cada par, a comparação é feita em termos de força ácida (capacidade de doar \mathrm{H^{+}}).
  • Não foram dadas condições explícitas, então entende-se a comparação em solução aquosa padrão (comportamento ácido em água).

Passo 2

O que é eletronegatividade e como a comparamos entre \mathrm{O} e \mathrm{S}?
  • Eletronegatividade é uma medida (relativa) de quanto um átomo atrai elétrons numa ligação química. É um conceito qualitativo/quantitativo (ex.: escala de Pauling).
  • Tendência periódica importante: a eletronegatividade aumenta ao longo de um período (da esquerda para a direita) e diminui ao descer um grupo (de cima para baixo).
  • \mathrm{O} e \mathrm{S} estão no mesmo grupo (grupo 16), com \mathrm{O} na segunda linha (periodo 2) e \mathrm{S} na terceira (periodo 3). Pela tendência periódica, o átomo mais acima no grupo é mais eletronegativo.
    Conclusão (a partir da definição e da tendência periódica): \mathrm{O} é mais eletronegativo do que \mathrm{S}.

Passo 3

Breve aula sobre força ácida (pra usar na prova)
  • Definição prática (Brønsted): um ácido é uma espécie que doa \mathrm{H^{+}} segundo a reação genérica
\mathrm{HA \rightleftharpoons A^{-} + H^{+}}.
  • Dois fatores principais controlam a força de um ácido \mathrm{HA}:
    1. Estabilidade da base conjugada \mathrm{A^{-}}. Quanto mais estável \mathrm{A^{-}}, mais favorável é a dissociação e mais forte o ácido.
    2. Força da ligação \mathrm{H}\!-\!A. Quanto mais fraca a ligação \mathrm{H}\!-\!A, mais fácil é quebrá-la para liberar \mathrm{H^{+}}.
  • Em solução aquosa usamos \mathrm{p}K_{a} como medida: ácido mais forte ⇒ \mathrm{p}K_{a} menor.
  • Dois efeitos que ajudam a estabilizar \mathrm{A^{-}}:
    • Efeito indutivo / eletronegatividade: átomos mais eletronegativos ligando a carga negativa agridem-na e, em muitos casos, estabilizam a base conjugada (mas isso compete com outros efeitos).
    • Polarizabilidade / tamanho: átomos maiores espalham (delocalizam) melhor a carga negativa sobre um volume maior, o que também estabiliza \mathrm{A^{-}}. Esse efeito cresce ao descer um grupo (mais importante para comparação O vs S).

Passo 4

Aplicando os conceitos a \mathrm{H_{2}O} vs \mathrm{H_{2}S}
  • Reações de ionização:
\mathrm{H_{2}O \rightleftharpoons OH^{-} + H^{+}} \qquad\text{e}\qquad \mathrm{H_{2}S \rightleftharpoons HS^{-} + H^{+}}.
  • Dois pontos a considerar:
    1. Eletronegatividade: \mathrm{O} é mais eletronegativo que \mathrm{S}, então isto tende a tornar \mathrm{OH^{-}} relativamente estabilizado por eletroatração. Porém…
    2. Tamanho e polarizabilidade: \mathrm{S} é muito maior que \mathrm{O}; a carga negativa em \mathrm{HS^{-}} fica mais espalhada e mais estabilizada pela polarizabilidade do enxofre. Além disso, a ligação \mathrm{H\!-\!O} é mais forte (melhor sobreposição orbital, átomo menor) do que a ligação \mathrm{H\!-\!S}. Uma ligação mais fraca \mathrm{H\!-\!S} facilita a perda de \mathrm{H^{+}}.
  • Em resumo: embora \mathrm{O} seja mais eletronegativo, o efeito dominante para hidrácidos do mesmo grupo (H—elemento) é o aumento da acidez ao descer o grupo, por causa da maior estabilidade da base conjugada (tamanho/polarizabilidade) e da menor força de ligação \mathrm{H\!-\!S}.
  • Exemplos numéricos (apenas para fixar): em água \mathrm{p}K_{a}(\mathrm{H_{2}O})\approx 15{,}7,\qquad \mathrm{p}K_{a1}(\mathrm{H_{2}S})\approx 7.Como \mathrm{p}K_{a}(\mathrm{H_{2}S}) é muito menor, \mathrm{H_{2}S} é o ácido mais forte em água.
  • Conclusão: \mathrm{H_{2}S} é mais ácido que \mathrm{H_{2}O}.

Passo 5

Aplicando os conceitos a \mathrm{CH_{3}OH} vs \mathrm{CH_{3}SH}
  • Reações de ionização:
\mathrm{CH_{3}OH \rightleftharpoons CH_{3}O^{-} + H^{+}} \qquad\text{e}\qquad \mathrm{CH_{3}SH \rightleftharpoons CH_{3}S^{-} + H^{+}}.
  • Aqui também comparamos bases conjugadas que diferem por \mathrm{O} vs \mathrm{S}. O grupo metila \mathrm{CH_{3}} é o mesmo nos dois, então o efeito diferencial vem basicamente do heteroátomo ( \mathrm{O} ou \mathrm{S}).
  • Razões análogas ao caso anterior:
    • \mathrm{S} é maior e mais polarizável que \mathrm{O}; a carga negativa em \mathrm{CH_{3}S^{-}} é melhor estabilizada que em \mathrm{CH_{3}O^{-}}.
    • A ligação \mathrm{C\!-\!H} não muda a comparação relevante; o que importa é a facilidade de remover o próton ligado ao heteroátomo (na prática a acidez do hidrogênio ligado ao heteroátomo — o hidrogênio do grupo \mathrm{OH} vs \mathrm{SH}).
  • Consequência prática: tiois (RSH) são mais ácidos que álcoois (ROH) de mesma estrutura porque \mathrm{R S^{-}} é mais estabilizado que \mathrm{R O^{-}}.
  • Exemplo numérico (para fixar): \mathrm{p}K_{a}(\mathrm{CH_{3}OH})\approx 16,\qquad \mathrm{p}K_{a}(\mathrm{CH_{3}SH})\approx 10{,}5.Logo \mathrm{CH_{3}SH} é mais ácido que \mathrm{CH_{3}OH}.
  • Conclusão: \mathrm{CH_{3}SH} (metanotiol) é mais ácido que \mathrm{CH_{3}OH} (metanol).

Passo 6

Resumo pedagógico e dicas para a prova (como aplicar rápido)
  • Sempre pergunte: o que estabiliza a base conjugada? tamanho/polarizabilidade e eletronegatividade são os dois maiores fatores. Para ácidos em um mesmo grupo, normalmente o fator tamanho/polarizabilidade (descendo o grupo) domina.
  • Regra prática curta:
    • Em um mesmo período: maior eletronegatividade costuma favorecer acidez.
    • Em um mesmo grupo (mesmo elemento família): acidez aumenta ao descer (maior átomo → base conjugada mais estável).
  • Para pares O vs S em moléculas análogas, espere que a espécie contendo \mathrm{S} seja a mais ácida, por causa da maior polarizabilidade e menor força de ligação \mathrm{H\!-\!S}.

Resposta

\mathrm{O} é mais eletronegativo que \mathrm{S}.
O ácido mais forte entre \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{H_{2}S} é \mathrm{H_{2}S}.
O ácido mais forte entre \mathrm{CH_{3}OH} e \mathrm{CH_{3}SH} é \mathrm{CH_{3}SH}.

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