Questão 4. Espécies químicas de caráter ácido ou básico são atuantes em diversos meios químicos, participando de reações em meio aquoso, alcoólico ou amoniacal, por exemplo.
Escreva as espécies químicas \mathrm{OH}^{-}, \mathrm{F}^{-}e \mathrm{NH}_{2}{ }^{-}em ordem crescente da basicidade de Brönsted.

Passo 1

O enunciado pede para ordenar as espécies químicas \mathrm{OH}^{-}, \mathrm{F}^{-} e \mathrm{NH}_{2}^{-} em ordem crescente da basicidade de Brönsted.
Informações dadas: as três espécies aniónicas listadas são potenciais aceitadoras de próton (bases de Brönsted). A tarefa é apenas comparar a força dessas bases e escrever a ordem do menor para o maior poder de aceitar próton.

Passo 2

Como vou comparar a basicidade: em química ácido–base (em meios comuns, tipicamente aquoso) a maneira prática de comparar forças das bases é usar a acidez de suas bases conjugadas. Para uma base B a sua base conjugada (após protonação) é BH. A regra útil é:
  • Quanto maior o valor de \mathrm{p}K_a(BH), mais fraca é a tendência de BH ceder próton — logo mais forte é a base B em água.
    Vou, portanto, identificar as bases conjugadas de cada espécie e usar seus valores de \mathrm{p}K_a (em água) como medida comparativa.

Passo 3

Identificar as bases conjugadas e apresentar valores de \mathrm{p}K_a (valores aproximados em água):
  • Para \mathrm{F}^{-} a base conjugada é \mathrm{HF}. Temos \mathrm{p}K_a(\mathrm{HF})\approx 3,17.
  • Para \mathrm{OH}^{-} a base conjugada é \mathrm{H_2O}. Temos \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O})\approx 15,7.
  • Para \mathrm{NH}_{2}^{-} a base conjugada é \mathrm{NH_3}. Temos \mathrm{p}K_a(\mathrm{NH_3})\approx 38.
    Esses números são aproximações conhecidas para soluções aquosas e servem para comparar forças relativas.

Passo 4

Interpretação dos \mathrm{p}K_a: como explicado, base mais forte ⇐⇒ \mathrm{p}K_a da sua conjugada mais alta. Ordenando os \mathrm{p}K_a que listamos:
\mathrm{p}K_a(\mathrm{HF})\approx 3,17 < \mathrm{p}K_a(\mathrm{H_2O})\approx 15,7 < \mathrm{p}K_a(\mathrm{NH_3})\approx 38.
Portanto, em termos de basicidade crescente (do mais fraco para o mais forte) a ordem será:
\mathrm{F}^{-} < \mathrm{OH}^{-} < \mathrm{NH}_{2}^{-}.

Passo 5

Explicação físico-química (por que essa ordem faz sentido):
  • \mathrm{F}^{-} é o mais fraco em água apesar de ser muito eletronegativo (o que, em princípio, poderia fazê-lo “querer” um próton). A razão prática é que \mathrm{F}^{-} é muito pequeno e é fortemente solvado por moléculas de água (ligações H—F…H). Essa solvatação estabiliza \mathrm{F}^{-} e torna menos disponível o par de elétrons para aceitar um próton — reduzindo sua basicidade efetiva em água.
  • \mathrm{OH}^{-} tem menor solvação específica que \mathrm{F}^{-} (e sua conjugada, água, tem \mathrm{p}K_a bem maior que \mathrm{HF}), portanto \mathrm{OH}^{-} é uma base mais forte que \mathrm{F}^{-} em água.
  • \mathrm{NH}_{2}^{-} (íon amida) é uma base muito forte: sua conjugada \mathrm{NH_3} é um ácido extremamente fraco (alto \mathrm{p}K_a), logo \mathrm{NH}_{2}^{-} tem grande afinidade por prótons. Além disso, \mathrm{NH}_{2}^{-} é menos estabilizado por solvação em água do que \mathrm{F}^{-}, e a diferença eletronegatividade N vs O/F e geometria molecular também fazem com que \mathrm{NH}_{2}^{-} retenha mais fortemente o par de elétrons e aceite próton com facilidade. Por isso é o mais básico entre os três.

Passo 6

Um comentário prático e motivador: se a comparação fosse em fase gasosa as tendências mudariam (lá a solvatação não atua), mas em provas e problemas de química de meio aquoso a comparação por \mathrm{p}K_a das conjugadas é o caminho correto e rápido. Você já tem a regra prática: maior \mathrm{p}K_a da conjugada → base mais forte.

Resposta

\mathrm{F}^{-} < \mathrm{OH}^{-} < \mathrm{NH}_{2}^{-}

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