• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável;

• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez:

H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3

- Ka1 = 1.7 x 10-2

• O primeiro próton é sempre mais ácido em um ácido poliprótico;

HSO3-(aq) H+

(aq) + SO32-

(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8

• É mais difícil remover o segundo próton em um ácido poliprótico.

• Conseqüentemente:

Ka1 > Ka2 > Ka3... etc.

Constantes de dissociação (Ka) para alguns ácidos polipróticos

EXEMPLO:

Ácido SulfúricoH2SO4(aq) ↔ H+

(aq) + HSO4-(aq)

HSO4-(aq) ↔ H+

(aq) + SO42-

(aq)

]SO[H

][H x ][HSO

42

-4

1

aK

][HSO

][H x ][SO -

4

24

2

aK

Ácido FosfóricoH3PO4(aq) ↔ H+

(aq) + H2PO4-(aq)

H2PO4-(aq) ↔ H+

(aq) + HPO42-

(aq)

HPO42-

(aq) ↔ H+(aq) + PO4

3-(aq)

]PO[H

][H x ]PO[H

43

421

aK

]PO[H

][H x ][HPO -

42

24

2

aK

][HPO

][H x ][PO -2

4

34

3

aK

EXEMPLO 1: Encontre o pH e as concentrações de H2SO3, HSO3

- e SO32-, em uma solução de 0,05M de H2SO3.

Dados Ka1 = 1,5 x 10-2 Ka2 = 1,0 x 10-7

ESPÉCIES QUÍMICAS

Fases H2SO3 H+ HSO3-

Passo 1 [ ] inicial 0,05 0,0 0,0

Passo 2 Variação - x + x + x

Passo 3 [ ] equilíbrio 0,05 - x + x + x

Escrever a equação de equilíbrio: H2SO3 ↔ HSO3- + H+

Como Ka1 é muito maior que Ka2 podemos supor que quase todo o íon H+ na solução é derivado da primeira etapa de dissociação.Usaremos Ka1 para realizar os 1ºs cálculos.

]SO[H

][H x ][HSO

32

-3

1

aK

Substitui-se na expressão de Ka1

]SO[H

][H x ][HSO

32

-3

1

aK

0 7,5x10 X10 x 1,5 X

X]- [0,05

][ x [X] 10 x 5,1

4-2

2-

2-

X

2-

2-2-

3-4-2-

-42-2-2

10 x 2,085 x

2

x105,67 x101,5 x

2

10 x 3 10 x 2,25 x101,5 x

1 x 2

)7,5x10 x 1 ( x 4 - )1,5x10( )(1,5x10- x

Substitui-se o valor de X na tabela anterior:

Substitui-se o valor de X na tabela referente a 1ª dissociação:

ESPÉCIES QUÍMICAS

Fases H2SO3 H+ HSO3-

Passo 1 [ ] inicial 0,05 0,0 0,0

Passo 2 Variação - 2,085 x10-2 + 2,085 x10-2 +2,085 x10-2

Passo 3 [ ] equilíbrio 0,05 - 2,085 x10-2 2,085 x10-2 2,085 x10-2

Temos então:

[H+] = 2,085 x10-2 mol/L

[HSO3-] = 2,085 x10-2 mol/L

[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L

Escrever a equação de equilíbrio para Ka2: HSO3

-(aq) ↔ SO3

2-(aq) + H+

(aq)

][HSO

][H x ][SO -

3

-23

2

aK

Para cálculo das concentrações restantes utilizaremos o Ka2

ESPÉCIES QUÍMICAS após a 2ª dissociação

Fases HSO3- H+ SO3

2-

Passo 1 [ ] inicial 2,085 x10-2 2,085 x10-2 0,0

Passo 2 Variação - x + x + x

Passo 3 [ ] equilíbrio 2,085 x10-2 - x 2,085 x10-2 + x + x

Substitui-se na expressão de Ka2

][HSO

][H x ][SO -

3

-23

2

aK

0 X2

2- x102,085 2,085x10- X

12

)085x104x(1)x(-2, - )(2,085x10 )(2,085x10-

0 2,085x10 - X2,085x10

X]- x10[2,085

[X] x ] X x10[2,085 10 x 1,0

2-

9-22-2-

9-2-2

2

-27-

xX

X

-

Substitui-se o valo de X na tabela referente a 2ª ionização.

Substitui-se os valores estimados para a 2ª

dissociação:

ESPÉCIES QUÍMICAS após a 2ª dissociação

Fases HSO3- H+ SO3

2-

Passo 1 [ ] inicial 2,085 x10-2 2,085 x10-2 0,0

Passo 2 Variação - 0 + 0 0

Passo 3 [ ] equilíbrio

2,085 x10-2 - 0 =

2,085 x10-2 mol/L

2,085 x10-2 + 0 = 2,085 x10-2 mol/L

0

Mol/L

[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L[HSO3

-] = 2,085 x10-2 mol/L[H+] = 2,085 x10-2 mol/L[SO3

2-] = 0 mol/L

Concentrações após a 2ª etapa de dissociação:

Cálculo do pH: pH = - log [H+]pH = - log (2,085 x10-2 )pH = 1,68

[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L[HSO3

-] = 2,085 x10-2 mol/L[H+] = 2,085 x10-2 mol/L[SO3

2-] = 0 mol/L

Cálculo do pH: pH = - log [H+]pH = - log (2,085 x10-2 )pH = 1,68

ESTAS SÃO AS CONCENTRAÇÕES DE TODAS AS ESPÉCIES

PRESENTES EM SOLUÇÃO APÓS A 2ª DISSOCIAÇÃO DO

ÁCIDO SULFUROSO (H2SO3)

COM BASE NA CONCENTRAÇÃO DO H+ APÓS A 2ª

DISSOCIAÇÃO DO ÁCIDO SULFUROSO (H2SO3) PODEMOS

CALCULAR O pH DA SOLUÇÃO: