• comme l’acide est faible, on peut considérer qu’il est peu dissocié, et que la
concentration en base conjuguée HSOj est négligeable devant celle de
l’acide;
c. dans le calcul du pH, on a utilisé la première constante d’acidité ce qui signifie qu’on a négligé la deuxième acidité devant la première : cela est justifié par le
fait que Ka} = 10~1,8 est très supérieure à Ka2 = 10-7’2.
3.
a. On a les équilibres suivants :
HSO3 + H2O = H2SO3 + OH"
HSO3+h2o = so|~+H3O+
2H2O = H3O++OH"
On dispose des relations habituelles :
Fhso3 1{h3o+1
|so5 T|h3o+
constantes d’acidité : Ka, =------J L -,—- et Ka-, =-—r J L—5—
[h2so3]
-
[hso3-]
• électroneutralité:
[Na+] + [h3O+] = [hSO3 ] + 2[SO^~] + [OH"
• bilan de matière :
c = [^Na+J = |^HSO3 ] + ^SO3”^ + ^H2SO3]
Les deux premiers équilibres conduisent à la formation d'ions hydronium et
d’ions hydroxyde, qui peuvent réagir ensemble pour donner de l'eau.
Les concentrations de ces deux ions sont donc négligeables, et l’électroneutralité devient :
[Na+] = [HSO3 ] + 2[sO3
donc en identifiant avec le bilan de matière :
[so2"] = [h2so3]
Si on effectue le produit des constantes d’acidité :
[so3 2-][h3o*]2
[h2so3]
Ka} ■ Ka2 =
, soit, d’après l’égalité qui précède
r
+12
/fa, /fa2 =[H3O+J