Primeira dissociação (completa):
H2SO4 > HSO4?+ H+
A primeira dissociação do ácido sulfúrico é completa, ou seja, todo o ácido sulfúrico se dissocia para produzir íons HSO4?? e íons H+.
Portanto, a concentração de íons H+ após a primeira dissociação é igual à concentração inicial de H2SO4?, ou seja, 0,15 mol/L de H+.
Segunda dissociação (parcial):
HSO4? <> SO42? + H+
A segunda dissociação é representada pelo valor de Ka2, que é 0,012. Isso indica que a dissociação parcial do íon HSO4?? também contribui com íons H+
Após a primeira dissociação, temos:
Concentração de H+ da primeira dissociação: [H+]=0,15?mol/L.
A segunda dissociação parcial pode ser tratada como um problema de equilíbrio químico. A expressão da constante de dissociação ácida Ka2 para a segunda dissociação é:
Ka2 = [SO42?] [H+] / [HSO4?]
Sabemos que Ka2 = 0,012 e que inicialmente, após a primeira dissociação, a concentração de HSO4? é 0,15 mol/L.
Agora, suponha que a concentração adicional de íons H+ gerada pela segunda dissociação seja x. Assim:
Concentração de H+ após a segunda dissociação: [H+]=0,15+x,
Concentração de SO42?? formada: [SO42?] = x
Concentração de HSO4?? após a dissociação: [HSO4?] = 0,15?x.
Substituímos esses valores na expressão de Ka2:
0,012 = (x) (0,15+x) / 0,15?x?
Como Ka2 é relativamente pequeno, podemos fazer a aproximação de que x é pequeno em relação a 0,15. Assim, 0,15 ? x ? 0,15, simplificando a equação:
0,012 ? 0,15 x / 0,15?
0,012 ? x
A concentração total de íons H+ na solução é a soma da contribuição da primeira e da segunda dissociação:
[H+] = 0,15 + 0,012 = 0,162?mol/L
pH = ?log[H+]
pH =?log(0,162)
pH ? 0,79
Para calcular o pH de uma solução de ácido sulfúrico (H?SO?) 0,15 mol/L, precisamos considerar as duas etapas de dissociação do ácido.
O H?SO? é um ácido forte e se dissocia completamente na primeira etapa:
H2SO4?HSO4?+H+
Assim, a concentração de H? gerada pela primeira dissociação é igual à concentração inicial do ácido:
[H+]=0,15?mol/L
O HSO?? é um ácido fraco e se dissocia parcialmente:
HSO4??SO42?+H+
A constante de dissociação ácida (Ka) para essa etapa é dada como 0,012.
Podemos montar a expressão da constante de dissociação:
Ka2=[SO42?][H+]/[HSO4?] =
Supondo que x seja a quantidade que se dissocia do HSO??, teremos:
Inicialmente:
Após a dissociação:
Substituindo na expressão de Ka2
Se xxfor pequeno em relação a 0,15, podemos desprezar xx nas expressões, o que nos dá:
0,012?x(0,15)0,15=x0,012
Assim, x?0,012?mol/L
Agora, somamos as concentrações de H?:
[H+]=0,15+0,012=0,162?mol/L
Por fim, calculamos o pH:
pH=?log?([H+])=?log?(0,162)?0,789pH =
0,789
Portanto, o pH da solução de ácido sulfúrico 0,15 mol/L é aproximadamente 0,79.