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

Passo 1

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 é fraca. 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.

Passo 2

Pra ácidos fortes, consideramos que [ H + ] é igual à concentração analítica do ácido. Mas o ácido sulfúrico tem 2 equivalentes de prótons. Então, [ H + ] será o dobro da concentração analítica!

[ H + ] = 2 ∙ 0,15 = 0,30   m o l / L

O pH será:

p H = - log ⁡ [ H + ]  

p H = - log ⁡ 0,30

∴ p H = 0,52

Resposta

∴ p H = 0,52

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