Câu hỏi:

Để tính pH của dung dịch $H_2SO_4$ 0,05 M, ta cần xem xét sự điện ly của $H_2SO_4$ trong nước. $H_2SO_4$ là một axit mạnh, điện ly hoàn toàn theo hai giai đoạn: $H_2SO_4 \rightarrow H^+ + HSO_4^-$ $HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{2-}$ Vì $H_2SO_4$ là axit mạnh, ta coi như giai đoạn 1 xảy ra hoàn toàn. Giai đoạn 2 cũng xảy ra, nhưng ở mức độ ít hơn. Với nồng độ $H_2SO_4$ là 0,05 M, giai đoạn 1 tạo ra nồng độ $H^+$ là 0,05 M. Do giai đoạn 2 cũng tạo ra $H^+$, nên tổng nồng độ $H^+$ sẽ lớn hơn 0,05 M, nhưng không lớn hơn 0,1 M (vì nồng độ ban đầu của $H_2SO_4$ là 0,05M và mỗi phân tử $H_2SO_4$ cho tối đa 2 ion $H^+$). Nếu giả sử giai đoạn 2 không đáng kể, thì $[H^+] = 0,05 M$. Khi đó, $pH = -log[H^+] = -log(0,05) = -log(5 \times 10^{-2}) = -log(5) - log(10^{-2}) = -log(5) + 2 \approx -0,7 + 2 = 1,3$. Tuy nhiên, đáp án gần nhất với kết quả này là pH = 1. Thực tế, vì $H_2SO_4$ là axit mạnh và điện ly hoàn toàn, ta có thể tính gần đúng như sau: Vì $H_2SO_4$ là axit mạnh hai nấc, ta có thể xem xét nấc 1 điện ly hoàn toàn: $H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$ (coi như nấc 2 điện ly hoàn toàn) $[H^+] = 2 imes [H_2SO_4] = 2 imes 0,05 = 0,1 M$ $pH = -log[H^+] = -log(0,1) = -log(10^{-1}) = 1$ Vậy pH gần đúng là 1.