Zapisujemy ogólne równie reakcji:  

$2NaOH+H_{2}S{O}_4\to N{a}_{2}S{O}_4+2H_{2}O$   

Wiemy, że zmieszano ze sobą roztwory NaOH i H₂SO₄ o stężeniu 0,8 mol/dm³ każdy w stosunku objętościowym 3 : 2. Załóżmy, że użyto 3 dm³ roztworu NaOH i 2 dm³ roztworu H₂SO₄.

Obliczamy liczbę moli substancji w każdym z roztworów:  

$C_m=\frac{n}{V}\to n=C_m\cdot V$  

- NaOH 

$n_{NaOH}=0,8\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}\cdot 3\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3=2,4\mathrm{mol}$  

H₂SO₄ 

$n_{H_{2}S{O}_4}=0,8\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}\cdot 2\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3=1,6\mathrm{mol}$   

Z równania reakcji widzimy, ze wodorotlenek sodu reaguje z kwasem solnym w stosunku molowym 2 : 1, obliczamy liczbę moli kwasu, tory przereaguje z 2,4 molami NaOH: 

$2\mathrm{mol}NaOH-1\mathrm{mol}{H}_{2}S{O}_4$   

$2,4\mathrm{mol}NaOH-x\mathrm{mol}{H}_{2}S{O}_4$    

$x=\frac{2,4\mathrm{mol}\cdot 1\mathrm{mol}}{2\mathrm{mol}}=1,2\mathrm{mol}{H}_{2}S{O}_4$   

Z obliczeń wynika, że przereagowało i zostało zobojętnione 1,2 mola kwasu. Obliczamy liczbę moli kwasu pozostałego w roztworze: 

$1,6\mathrm{mol}-1,2\mathrm{mol}=0,4\mathrm{mol}$

Obliczamy stężenie molowe H₂SO₄ w roztworze po zakończeniu reakcji:

$C_{\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}{}_4\text{po reakcji}}=\frac{0,4\mathrm{mol}}{5\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,08\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Ponieważ w roztworach o stężeniach mniejszych niż 10^-3 mol/dm³ kwas siarkowy(VI) dysocjuje całkowicie, musimy uwzględnić w tym przykładzie, że dysocjacja w 2 etapie nie zaszła całkowicie. Obliczmy stężenie jonów HSO₄^- oraz jonów H⁺ z pierwszego etapu dysocjacji:

$\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}{}_4\to \mathrm{HSO}{}_4{}^{-}+\mathrm{H}{}^{+}$

Ponieważ pierwszy etap dysocjacji zachodzi w 100% stężenia jonów są równe stężeniu początkowemu kwasu:

$\left[\mathrm{HSO}{}_4{}^{-}\right]=0,08\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

${\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 1 etapu dysocjacji}}=0,08\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Zapiszmy wyrażenie na 2 etap dysocjacji H₂SO₄:

$\mathrm{HSO}{}_4{}^{-}\rightleftarrows \mathrm{SO}{}_4{}^{2-}+\mathrm{H}{}^{+}$

$K_{a2}=\frac{\left[\mathrm{SO}{}_4{}^{2-}\right]\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HSO}{}_4{}^{-}\right]}$

Stężenie jonów H⁺ obecne w wyrażeniu zawiera w sobie jony z pierwszego etapu dysocjacji oraz z drugiego, możemy więc zapisać:

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]={\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 1 etapu dysocjacji}}+{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}$

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=0,08+{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}$

Jony SO₄^2- powstają wyłącznie w drugim etapie dysocjacji więc ich stężenie jest równe stężeniu jonów H⁺ z 2 etapu:

$\left[\mathrm{SO}{}_4{}^{2-}\right]={\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}$

Stężenie jonów HSO₄^- obecne w wyrażeniu na stałą równowagi jest stężeniem równowagowym, czyli stężeniem jonów, które nie uległy dysocjacji. To stężenie można powiązać z stężeniem jonów H⁺ z 2 etapu dysocjacji, ponieważ tyle ile jonów H⁺ powstało w 2 etapie dysocjacji, tyle jonów HSO₄^- zdysocjowało:

$\left[\mathrm{HSO}{}_4{}^{-}\right]=0,08-{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}$

Uwzględniając wszystkie powyższe założenie, wyrażenie na stałą dysocjacji 2 etapu ma postać:

$K_{a2}=\frac{\left({\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)\cdot \left(0,08+{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)}{0,08-{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}}$

$K_{a2}=10^{-2}$

$10^{-2}=\frac{\left({\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)\cdot \left(0,08+{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)}{0,08-{\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}}$

$8\cdot 10^{-4}-10^{-2}\cdot {\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}=0,08\cdot {\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}+{\left({\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)}^2$

${\left({\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}\right)}^2+0,09\cdot {\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}-8\cdot 10^{-4}=0$

$\Delta =0,09^2-4\cdot 1\cdot \left(-8\cdot 10^{-4}\right)=0,0113$

${\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}1}=\frac{-0,09+\sqrt{0,0113}}{2\cdot 1}=0,0082$

${\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}2}=\frac{-0,09-\sqrt{0,0113}}{2\cdot 1}=-0,098$

Ponieważ stężenie molowe nie może przyjmować ujemnych wartości, stężenie jonów H⁺ z 2 etapu dysocjacji jest równe:

 ${\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]}_{\text{z 2 etapu dysocjacji}}=0,0082\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

Sumaryczne stężenie jonów H⁺ w roztworze wynosi:

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=0,08+0,0082=0,0882\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

pH roztworu będzie równe:

$\text{pH}=-\log \left[\mathrm{H}{}^{+}\right]$

$\mathrm{pH}=-\log 0,0882$

$\mathrm{pH}=1,05$

Odpowiedź. pH otrzymanej mieszaniny wynosi 1,05.