Calcule o pH de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,15

Question

Calcule o pH de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,15 mol/L  H2SO4        HSO4-   +   H+                           Ka1= grande HSO4-        SO4-2   +   H+                               Ka2 = 0,012 como resolver esse exercício?

Mateus H. · Accepted Answer

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

Ana G. · Answer

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.

Etapa 1: Dissociação do H?SO?

O H?SO? é um ácido forte e se dissocia completamente na primeira etapa:

Assim, a concentração de H? gerada pela primeira dissociação é igual à concentração inicial do ácido:

Etapa 2: Dissociação do HSO??

O HSO?? é um ácido fraco e se dissocia parcialmente:

A constante de dissociação ácida (Ka) para essa etapa é dada como 0,012.

Podemos montar a expressão da constante de dissociação:

Supondo que seja a quantidade que se dissocia do HSO??, teremos:

Inicialmente:
- $[HSO4?]=0,15?mol/L[HSO_4^-] =$
- $[H+]=0,15?mol/L[H^+] = 0,15$
- $SO_4^{2-}] = 0$
Após a dissociação:
- $HSO_4^-] = 0,15 - x$
- $H^+] = 0,15 + x$
- $SO_4^{2-}] = x$

Substituindo na expressão de

Aproximação

Se for pequeno em relação a 0,15, podemos desprezar $x$ nas expressões, o que nos dá:

Assim,

Concentração total de H?

Agora, somamos as concentrações de H?:

$[H^{+}] = 0, 15 + 0, 012 = 0, 162 mol/L$

Cálculo do pH

Por fim, calculamos o pH:

$p H = ? log ([H^{+}]) = ? log (0, 162) ? 0, 789$

Portanto, o pH da solução de ácido sulfúrico 0,15 mol/L é aproximadamente 0,79.