Organize \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{Se} em ordem de
aumento da acidez

Passo 1

O enunciado pede: organizar \mathrm{H_2O}, \mathrm{H_2S} e \mathrm{H_2Se} em ordem de aumento da acidez — ou seja, do menos ácido para o mais ácido. As informações disponíveis são apenas as fórmulas moleculares dos três hidretos: \mathrm{H_2O}, \mathrm{H_2S} e \mathrm{H_2Se}. Não há outros dados numéricos no enunciado.

Passo 2

O que significa “ser mais ácido”? Vou te explicar passo a passo, devagarinho. Acidez, no sentido de Brønsted–Lowry, é a tendência de uma espécie doar um próton ( \mathrm{H^+}). Escrevemos a dissociação genérica de um ácido \mathrm{HA} como:
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}
Aqui:
  • \mathrm{HA} é o ácido (por exemplo \mathrm{H_2S}),
  • \mathrm{H^+} é o próton doado,
  • \mathrm{A^-} é a base conjugada (por exemplo \mathrm{HS^-} ou \mathrm{OH^-}).
Quanto mais fácil for que \mathrm{HA} se quebre nessa reação (ou seja, quanto mais favorável termodinamicamente a formação de \mathrm{A^-}), mais forte é o ácido.

Passo 3

Uma maneira simples de pensar é: a estabilidade da base conjugada \mathrm{A^-} controla a acidez. Se \mathrm{A^-} ficar bem estabilizada com a carga negativa, a reação de perda de próton acontece mais facilmente. Então, para comparar ácidos, comparamos quão estáveis são \mathrm{OH^-}, \mathrm{HS^-} e \mathrm{HSe^-}.

Passo 4

Dois fatores importantes que determinam essa estabilização são: (1) força da ligação \mathrm{H\!-\!X} e (2) polarizabilidade/tamanho do ânion \mathrm{X^-}.
  • Força da ligação \mathrm{H\!-\!X}: Quanto mais fraca for a ligação \mathrm{H\!-\!X}, mais fácil é arrancar o \mathrm{H^+}. Ao descer no grupo 16 (O → S → Se), o tamanho do átomo \mathrm{X} aumenta, a sobreposição orbital com o hidrogénio piora e a ligação \mathrm{H\!-\!X} fica mais fraca. Logo, a facilidade de perder \mathrm{H^+} aumenta ao descer o grupo.
  • Polarizabilidade/tamanho do ânion \mathrm{X^-}: ânions maiores e mais polarizáveis espalham melhor a carga negativa, estabilizando-a. \mathrm{Se^-} (ou melhor, \mathrm{HSe^-} como base conjugada) é maior e mais polarizável que \mathrm{S^-}, que por sua vez é maior que \mathrm{O^-}. Portanto, \mathrm{HSe^-} estabiliza melhor a carga negativa que \mathrm{HS^-}, e este melhor que \mathrm{OH^-}.

Passo 5

Há um “contra-argumento” que muita gente pensa: eletronegatividade. Oxigênio é mais eletronegativo que enxofre e selênio, e, em princípio, um átomo mais eletronegativo segura melhor a carga negativa, o que tenderia a estabilizar \mathrm{OH^-}. Mas na prática, para esses hidretos (mesmo grupo) os efeitos de diminuição da energia de ligação \mathrm{H\!-\!X} e o grande ganho de estabilização por polarizabilidade ao aumentar o tamanho do ânion dominam. Ou seja: mesmo sendo menos eletronegativo, \mathrm{Se} forma um ânion mais estável por polarizabilidade e a ligação \mathrm{H\!-\!Se} é bem mais fraca — por isso \mathrm{H_2Se} é mais ácido que \mathrm{H_2S} e que \mathrm{H_2O}.

Passo 6

Para te dar um suporte experimental rápido (só para confirmar a ordem): os valores de \mathrm{p}K_a da primeira dissociação em solução aquosa mostram a tendência que estamos discutindo. Aproximações usuais são:
  • \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O}) \approx 15,7,
  • \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2S}) \approx 7,0,
  • \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2Se}) \approx 3,9.
Lembra que quanto menor o \mathrm{p}K_a, mais forte o ácido. Esses números confirmam: \mathrm{H_2Se} é o mais ácido e \mathrm{H_2O} o menos ácido do grupo.

Passo 7

Juntando tudo: a acidez aumenta ao descer o grupo devido à combinação de ligação \mathrm{H\!-\!X} mais fraca e à maior estabilidade (por polarizabilidade) da base conjugada. Portanto a ordem do menos ácido para o mais ácido é:
\mathrm{H_2O} < \mathrm{H_2S} < \mathrm{H_2Se}.

Resposta

\mathrm{H_2O} < \mathrm{H_2S} < \mathrm{H_2Se}

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