Calcule o pH de uma solução 0,15 M de H 2 S O 4 (aq), em 25° C.

Passo 1

Fala galera, beleza? Bora resolver o nosso exercício? Vamos lá:

O ácido sulfúrico é um ácido muito peculiar. Sua primeira desprotonação (ionização) é forte, ou seja, 100% dos prótons em solução aquosa são advindos da primeira perda de H + do ácido. Agora, perder o 2º próton é mais difícil pro H 2 S O 4 , e não serão 100% desses prótons que serão ionizados.

Essa segunda desprotonação é fraca em comparação com a primeira. Mas, se compararmos o H S O 4 - (hidrogenossulfato) com outros ácidos fracos, vemos que ele é um dos mais fortes dessa classe, tendo um K a na ordem de 10 - 1 .

De forma geral, no entanto, pra soluções aquosas,a gente sempre acaba considerando uma desprotonação em 100% de todos os prótons do ácido sulfúrico, devido a essa elevada constante de acidez do ânion hidrogenossulfato.

Entendidos? Então vamos para as contas.

Passo 2

Se a gente for representar aqui as equações que envolvem na ionização do ácido sulfúrico, teremos:

H 2 S O 4 + H 2 O → 2   H 3 O + + S O 4 - 2

H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + O H -

Pela reação estequimétrica, nós vamos dizer que:

H 3 O + = 2   C H 2 S O 4

H 3 O + = 2   0,15 = 0,30   m o l / L

O pH será:

p H = - log ⁡ H 3 O + ]  

p H = - log ⁡ 0,30 = 0,52

Resposta

p H = 0,52