Considere uma solução 0,2 mol ⋅ L−1\pu{0,2 mol.L-1} de ácido sulfídrico, HX2S\ce{H2S}.

Determine a concentração de HX3OX+\ce{H3O^+}, HX2S\ce{H2S}, HSX−\ce{HS-} e SX2−\ce{S^{2-}} na solução.

Dados

  • Ka1(HX2S)=1,30×10−7K_\mathrm{a1}(\ce{H2S}) = \pu{1,30E-7}
  • Ka2(HX2S)=7,10×10−15K_\mathrm{a2}(\ce{H2S}) = \pu{7,10E-15}
Gabarito 3H.37

Perceba que a segunda constante de ionização é muito pequena, portanto consideramos que a segunda reação praticamente não acontece e focamos só na primeira reação. Fazendo a tabelinha: HX2S(aq)⇌HX+(aq)HSX−(aq)inıˊcio0,200reac¸a˜o−x+x+xfinal0,2−xxx\begin{matrix}&\ce{H2S(aq)}&\ce{<=>}&\ce{H+(aq)}&\ce{HS^{-}(aq)} \\ \text{início}&0,2&&0&0 \\ \text{reação}&-x &&+x&+{x} \\ \text{final}&0,2-x&&x& x\end{matrix} Cálculo de x a partir da constante de equilíbrio: KXa1=[HX+][HSX−][HX2S]\ce{K_{\ce{a}1}}=\frac{\ce{[H+][HS-]}}{[\ce{H2S}]} 1,3⋅10−7 =(x)(x)(0,2−x)\pu{1,3e-7=\frac{(x)(x)}{(0,2-x)}} Para facilitar as contas, tome a hipótese 0,2−x≈0,20,2-x\approx0,2 Ficamos com: 1,3⋅10−7 =(x)(x)(0,2)\pu{1,3e-7=\frac{(x)(x)}{(0,2)}} x=[HX+]=[HSX−]=1,6⋅10−4 mol L−1x=[\ce{H+}]=[\ce{HS-}]=\pu{1,6e-4 mol L-1} Consequentemente: [HX2S]=0,2−x≈2⋅10−1 mol L−1[\ce{H2S}]=0,2-x\approx \pu{2e-1 mol L-1} Veja que de fato a hipótese é válida então podemos seguir com a resolução: Para calcular a concentração de SX2−\ce{S^{2-}} basta usar a segunda constante de ionização, lembrando que as concentrações de HX+\ce{H+} e HSX−\ce{HS^{-}} utilizadas serão as que já foram calculadas, pois como foi discutido inicialmente, a segunda reação não altera significativamente as concentrações desses íons. Cálculo de [SX2−]\ce{[S^{2-}]}: KXa2=[HX+][SX2−][HSX−]\ce{K_{\ce{a}2}}=\frac{\ce{[H+][S^{2-}]}}{[\ce{HS-}]} 7,1⋅10−15=(1,6⋅10−4)([SX2−])(1,6⋅10−4)\pu{7,1e-15}=\frac{(\pu{1,6e-4})([\ce{S^{2-}}])}{(\pu{1,6e-4})} [SX2−]=7,1⋅10−15 mol L−1\ce{[S^{2-}]}=\pu{7,1e-15 mol L-1}