O ácido sulfúrico é o principal componente ácido presente na chuva ácida. O pH médio da chuva do sul da Noruega no ano de 2000 foi 4,6. Que concentração de \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} produzirá esse valor de pH de acordo com a reação \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+}+\mathrm{HSO}_{4}^{-}?

Passo 1

O enunciado diz que a chuva ácida tem pH médio igual a 4,6 e que o principal ácido é o \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}, cuja primeira dissociação é
\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \longrightarrow \mathrm{H}^{+} + \mathrm{HSO}_{4}^{-}.
Estamos tratando apenas dessa primeira etapa, que em solução aquosa é considerada completa. Para resolver, vamos (1) converter o pH em concentração de \mathrm{H}^{+} e (2) relacionar essa concentração com a do ácido.

Passo 2

Por definição de pH,
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl[\mathrm{H}^{+}\bigr].
Isolando \bigl[\mathrm{H}^{+}\bigr], temos
\bigl[\mathrm{H}^{+}\bigr] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-4,6}.
Calculando,
10^{-4,6} \approx 2{,}51\times 10^{-5}\\ \text{mol\cdotL}^{-1}.

Passo 3

Como cada molécula de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} gera exatamente um íon \mathrm{H}^{+} na primeira dissociação, a concentração inicial de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} deve ser igual à concentração de \mathrm{H}^{+} obtida. Logo,
\bigl[\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}\bigr] = \bigl[\mathrm{H}^{+}\bigr] \approx 2{,}51\times 10^{-5}\\ \text{mol\cdotL}^{-1}.

Resposta

A concentração de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} necessária para produzir pH 4,6 é aproximadamente
2{,}5\times 10^{-5}\\ \text{mol\cdotL}^{-1}.

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