Explique a força ácida dos seguintes par de ácidos:
(a) \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}-\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{3}

Passo 1

O enunciado pede: explique a força ácida do par \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}.
Informações dadas (diretas do enunciado): as fórmulas das duas espécies são \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}.
O que devemos responder: qual dos dois é mais ácido e por quê (explicar os fatores que determinam a força ácida).

Passo 2

O que significa “ser mais ácido”? Vou explicar de forma simples e passo a passo.
Um ácido \mathrm{HA} é uma substância que pode perder um próton segundo a reação
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+} + \mathrm{A}^{-}.
A força ácida é medida pela constante de acidez
K_a = \frac{[\mathrm{H}^{+}][\mathrm{A}^{-}]}{[\mathrm{HA}]},
ou mais convenientemente pelo \mathrm{p}K_a = -\log K_a. Quanto maior K_a (ou menor \mathrm{p}K_a), mais o ácido doa prótons.
Importante: tudo gira em torno da estabilidade do íon conjugado \mathrm{A}^{-}. Se \mathrm{A}^{-} for bem estabilizado (ou seja, o excesso de carga negativa é “espalhado” ou removido por efeitos eletronegativos), o ácido \mathrm{HA} é mais forte.

Passo 3

Escrevendo as dissociações relevantes dos dois ácidos (primeira dissociação):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+} + \mathrm{HSO}_{4}^{-},
\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+} + \mathrm{HSO}_{3}^{-}.
Nosso foco é comparar a estabilidade de \mathrm{HSO}_{4}^{-} com a de \mathrm{HSO}_{3}^{-}: quem é mais estável → seu ácido corresponde a um \mathrm{K}_a maior.

Passo 4

Ressonância: quanto mais a carga negativa puder ser delocalizada (ressonância), mais estável fica o ânion.
  • Em \mathrm{HSO}_{4}^{-} (conjugado de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}) a carga negativa pode ser espalhada por vários átomos de oxigênio através de estruturas ressonantes. Há vários oxigênios ao redor do enxofre que permitem uma boa delocalização da carga.
  • Em \mathrm{HSO}_{3}^{-} (conjugado de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}) existe menos possibilidade de espalhar a carga porque há menos oxigênios ligados ao enxofre (ou seja, menos locais eletronegativos para acomodar a carga).
    Conclusão parcial: \mathrm{HSO}_{4}^{-} é mais estabilizado por ressonância do que \mathrm{HSO}_{3}^{-}, logo favorece mais a dissociação de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}.

Passo 5

Efeito indutivo / número de oxigênios: oxigênios são muito eletronegativos e retiram densidade eletrônica por indução, estabilizando carga negativa adjacente. \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} tem mais átomos de oxigênio por átomo de enxofre que \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}, então o efeito retira mais densidade eletrônica do grupo \mathrm{OH} e estabiliza o ânion formado. Resultado: O \mathrm{O}-\mathrm{H} em \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} fica mais polar, tornando mais fácil a perda do próton.

Passo 6

Estado de oxidação do enxofre (mais uma maneira de ver a mesma ideia): calculei rapidamente os estados de oxidação para ver quem “puxa” mais elétrons. Para \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}:
2(\,+1)+x+4(-2)=0 \Rightarrow x=+6.
Para \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}:
2(\,+1)+x+3(-2)=0 \Rightarrow x=+4.
Enxofre em \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} está em um estado mais oxidado ( +6) do que em \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3} ( +4). Um átomo central em maior estado de oxidação é mais atrativo para elétrons (efeito retirador), o que torna o ácido mais forte porque estabiliza melhor o ânion conjugado.

Passo 7

Dados experimentais e interpretação final: de fato, a primeira dissociação de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é muito forte (é considerada um ácido forte; \mathrm{p}K_a muito negativo ou muito pequeno), enquanto \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3} tem uma \mathrm{p}K_a positiva (da ordem de \mathrm{p}K_a\approx 1{,}8 para a primeira dissociação), ou seja, é muito menos protodadora que o ácido sulfúrico. Isso confirma nossa conclusão teórica: \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é muito mais ácido que \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}.

Passo 8

Resumo pedagógico curtinho (para decorar e usar na prova): quando dois oxoácidos têm o mesmo átomo central, o ácido com maior número de oxigênios (ou com o átomo central em maior estado de oxidação) é mais forte, porque (1) há maior delocalização (ressonância) do ânion conjugado e (2) maior efeito indutivo retirador de elétrons. Aplicando: \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} tem mais oxigênios e enxofre em maior estado de oxidação que \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3} \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é o ácido mais forte.

Resposta

\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é mais ácido que \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{3}.

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