(2,0 \mathrm{pt}) Em relação as três substâncias: ácido sulfúrico, ácido sulfuroso e ácido hipossunturoso, escreva a fórmula estrutural destes três ácidos e coloque em ordem crescente de acidez, justificando esta ordem baseado na fórmula estrutural.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) escrever a fórmula estrutural dos três ácidos dados — ácido sulfúrico, ácido sulfuroso e ácido hipossunturoso — e (2) colocar esses três ácidos em ordem crescente de acidez, justificando a ordem com base na fórmula estrutural.
Informações fornecidas: os nomes dos três ácidos. Não há mais dados numéricos; a justificativa deve vir da estrutura (número de oxigênios, ressonância, efeito indutivo, estado de oxidação do enxofre etc.). A resolução começa agora.

Passo 2

Vou escrever as fórmulas estruturais em forma condensada, no estilo usado em química inorgânica para ácidos oxigenados do enxofre. As três fórmulas apresentadas são as formas “ônmicas” (representações usuais):
\mathrm{H_2SO_4:\; HO-S(=O)_2-OH}
\mathrm{H_2SO_3:\; HO-S(=O)-OH}
\mathrm{H_2SO_2:\; HO-S-OH}
Observação sobre a notação: em cada caso eu mostro o enxofre ( \mathrm{S}) ligado a grupos \mathrm{OH} e a oxigênios duplamente ligados (=O) conforme a convenção mais comum: ácido sulfúrico com dois (=O) e duas \mathrm{OH}, sulfuroso com um (=O) e duas \mathrm{OH}, e o “hipo-” (aqui representado por \mathrm{H_2SO_2}) sem oxigênio duplo, só com dois grupos \mathrm{OH} ligados ao enxofre.

Passo 3

Agora vamos ver o que faz um ácido oxigenado ser mais ou menos forte — aula rápida e prática:
  • Definição operacional: um ácido é mais forte se, ao perder um próton (\mathrm{H^+}), o seu monoânion conjugado fica mais estável. Portanto, comparar forças dos ácidos = comparar estabilidade dos correspondentes ânions formados por desprotonação.
  • Dois efeitos estruturais importantes que estabilizam o ânion (e, portanto, aumentam a acidez):
    1. Ressonância (delocalização da carga negativa): quanto mais átomos eletronegativos/oxigênios capazes de participar de formas ressonantes, mais espalha-se a carga e mais estável é o ânion.
    2. Efeito indutivo / estado de oxidação do átomo central: átomos centrais em estados de oxidação mais altos (mais “positivos”) puxam densidade eletrônica para si, retirando densidade da base conjugada e estabilizando a carga negativa no oxigênio.
  • Regra prática para ácidos oxigenados do mesmo elemento (aqui, enxofre): quanto maior o número de oxigênios ligados ao enxofre (especialmente oxigênios duplos =O), maior a acidez. Intuição: mais =O → mais ressonância possível e maior efeito indutivo retirando elétrons.

Passo 4

Vamos aplicar isso às estruturas que escrevemos. Primeiro, calculemos rapidamente o estado de oxidação do enxofre em cada ácido (é um número que indica quão “positivo” está o S, e quanto mais positivo, maior a retirada de densidade eletrônica):
Para \mathrm{H_2SO_4}:
2(+1) + \mathrm{S} + 4(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{S} = +6.
Para \mathrm{H_2SO_3}:
2(+1) + \mathrm{S} + 3(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{S} = +4.
Para \mathrm{H_2SO_2}:
2(+1) + \mathrm{S} + 2(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{S} = +2.
Conclusão deste passo: \mathrm{S} está em estados de oxidação +6,\; +4,\; +2 respectivamente. Maior estado de oxidação = maior capacidade de retirar elétrons = maior estabilização do ânion formado.

Passo 5

Agora veja a ressonância / distribuição da carga negativa após a primeira desprotonação (tirar um H^+ de um grupo –OH). Vou descrever qualitativamente quantas formas ressonantes relevantes o ânion pode ter:
  • Para \mathrm{H_2SO_4} → monoânion \mathrm{HSO_4^-}: a carga negativa pode ser muito bem delocalizada entre vários oxigênios através de estruturas de ressonância que envolvem conversão parcial entre \mathrm{S=O} e \mathrm{S-O^-}. Isso cria várias formas ressonantes e estabiliza fortemente o ânion. Além disso, como \mathrm{S} está em +6, o efeito indutivo é grande.
  • Para \mathrm{H_2SO_3} → monoânion \mathrm{HSO_3^-}: existe ressonância que delocaliza a carga sobre os três oxigênios, mas menos que em \mathrm{HSO_4^-} (há menos oxigênios altamente eletronegativos e menor oxidação do S). A estabilização é boa, mas menor do que em sulfato/hidro-sulfato.
  • Para \mathrm{H_2SO_2} → monoânion \mathrm{HSO_2^-}: há muito pouca possibilidade de delocalização (poucos oxigênios que possam participar), então a carga negativa fica mais localizada, o anião é menos estabilizado.
Resumo qualitativo: número de oxigênios que podem participar da ressonância e o estado de oxidação do S seguem a ordem
\mathrm{H_2SO_2} < \mathrm{H_2SO_3} < \mathrm{H_2SO_4}
no que toca à capacidade de estabilizar o ânion — logo, mesma ordem (mas invertida) para a força ácida.

Passo 6

Interpretação prática para a prova (como recordar e aplicar rápido):
  • Olhe para a fórmula estrutural e conte quantos oxigênios “não-H” (especialmente =O) existem ligados ao enxofre. Mais oxigênios (=O) → mais acidez.
  • Verifique o estado de oxidação do enxofre se precisar confirmar: maior número positivo → ácido mais forte.
  • Se precisar justificar com ressonância, diga que o ânion conjugado do ácido com mais oxigênios tem mais formas ressonantes e distribui melhor a carga negativa.
Exemplo mnemônico: acrescentar oxigênio a um ácido oxigenado geralmente aumenta sua acidez.

Passo 7

Aplicando tudo diretamente para ordenar em crescente de acidez (do mais fraco ao mais forte), usando as fórmulas dadas e as justificativas acima:
  • \mathrm{H_2SO_2} (ácido hipossunturoso): menos oxigênios duplos, estado de oxidação do S menor, ânion pouco estabilizado → ácido mais fraco dos três.
  • \mathrm{H_2SO_3} (ácido sulfuroso): intermediário: um (=O) e duas \mathrm{OH}, estado de oxidação do S = +4, ânion moderadamente estabilizado → acidez intermediária.
  • \mathrm{H_2SO_4} (ácido sulfúrico): dois (=O) e duas \mathrm{OH}, estado de oxidação do S = +6, ânion muito estabilizado por ressonância e efeito indutivo → ácido mais forte.

Resposta

\mathrm{H_2SO_2:\; HO-S-OH}
\mathrm{H_2SO_3:\; HO-S(=O)-OH}
\mathrm{H_2SO_4:\; HO-S(=O)_2-OH}
Ordem crescente de acidez: \mathrm{H_2SO_2 < H_2SO_3 < H_2SO_4}.

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