Preveja a basicidade relativa dos seguintes grupos.
^{-}\mathrm{OH}, { }^{-} \mathrm{SH}. Prediga a acidez relativa dos ácidos conjugados.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • Comparar a basicidade relativa de \mathrm{OH^{-}} e \mathrm{SH^{-}}.
  • Predizer a acidez relativa dos ácidos conjugados (isto é, comparar \mathrm{H_2O} e \mathrm{H_2S}).
Informações dadas diretamente: as bases \mathrm{OH^{-}} e \mathrm{SH^{-}} (e portanto seus ácidos conjugados \mathrm{H_2O} e \mathrm{H_2S}).
Vou assumir que a comparação é em solução aquosa (situação padrão em química orgânica/inorgânica), a menos que o enunciado dissesse outro solvente.

Passo 2

Conceito-chave (explicado com calma): relação ácido/base conjugados e pKa.
  • Para qualquer base \mathrm{B^{-}}, o quanto ela é “forte” como base em água está ligado à acidez de seu ácido conjugado \mathrm{HB}.
  • Regra prática: quanto mais fraco for o ácido conjugado (maior o valor de \mathrm{p}K_a), mais forte é a base conjugada. Isso porque um ácido fraco não gosta de doar prótons, então sua base conjugada é mais propensa a aceitar prótons (é mais básica).
  • Números úteis (valores aproximados em água): \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O})\approx 15{,}7,\qquad \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2S})\approx 7{,}0.Esses valores significam que \mathrm{H_2S} é muito mais ácido que \mathrm{H_2O}.

Passo 3

Aplicando a regra prática aos pares dados:
  • Como \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O}) é maior que \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2S}), o ácido conjugado da hidroxila ( \mathrm{H_2O}) é mais fraco que o ácido conjugado do sulfurídrico ( \mathrm{H_2S}).
  • Logo, a base conjugada correspondente é mais forte quando o ácido conjugado é mais fraco. Portanto \mathrm{OH^{-}}\\ \text{é mais básica que}\\ \mathrm{SH^{-}}.éá
Para ver isso por um equilíbrio de transferência de próton, considere a reação
\mathrm{SH^{-}}+\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{H_2S}+\mathrm{OH^{-}}.
O constante de equilíbrio pode ser estimado pela diferença de pKa:
K\approx 10^{\mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2S})-\mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O})} =10^{7{,}0-15{,}7}=10^{-8{,}7}\ll1.
Assim o equilíbrio está fortemente deslocado para a esquerda; a reação que produziria \mathrm{OH^{-}} a partir de \mathrm{SH^{-}} não é favorecida — isto indica que \mathrm{SH^{-}} é uma base mais fraca que \mathrm{OH^{-}}.

Passo 4

Explicação física e intuição (sem jargões difíceis):
  • Por que \mathrm{H_2S} é mais ácido que \mathrm{H_2O}? A razão principal é o tamanho e a polarizabilidade do átomo que segura a carga negativa após a perda de próton. O enxofre é maior e mais polarizável que o oxigênio, então a carga negativa em \mathrm{S^{-}} fica mais espalhada e estabilizada. Um aniõn mais estável significa que o ácido original doa prótons com mais facilidade → ácido mais forte.
  • Como consequência, \mathrm{SH^{-}} (o aniõn resultante) é relativamente estável e, portanto, menos “ansioso” para pegar um próton de volta — ou seja, é uma base mais fraca.
  • \mathrm{OH^{-}} tem a carga mais concentrada no oxigênio (átomo menor), o que torna a espécie mais reativa para aceitar prótons — por isso \mathrm{OH^{-}} é uma base mais forte em água.
  • Outra maneira de ver: os alcoóis/água têm pKa por volta de 15\!-\!18, os tióis têm pKa por volta de 7\!-\!11; esse deslocamento pKa traduz diretamente a diferença de basicidade das bases conjugadas.

Passo 5

Dica prática para prova (como responder rápido e com segurança):
  • Para comparar basicidade de ânions oxigenados vs sulfurados em água, olhe os pKa dos ácidos conjugados: maior pKa → base mais forte.
  • Se precisar justificar fisicamente, mencione tamanho/força de ligação/polarizabilidade (S maior → melhora estabilização do sinal negativo → ácido mais forte → base conjugada mais fraca).

Resposta

\mathrm{OH^{-} > SH^{-}} (em basicidade em água).
\mathrm{H_2S} é mais ácido que \mathrm{H_2O} (ou seja, \mathrm{H_2S} mais ácido; \mathrm{H_2O} menos ácido).

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