Chapitre 7 • pH des solutions d'acides ou de bases. Tampons. Dosages pH-métriques
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(ii)
α est le cœfficient de dissociation de HSO 4
– dans la solution d’acide sulfurique de pH = 1,2.
α′ est le rapport de la quantité de H 3 O
+ libérés quand l’acide sulfurique est à la concentration
5.10
–2 mol.L
–1
, à la quantité qui serait libérée si H 2 SO 4 se comportait comme un diacide fort à
cette concentration. La valeur de α′ montre qu’à cette concentration, H 2 SO 4 est loin de se
comporter comme un diacide fort.
(iii) Sachant que :
[H 3 O + ] = 5,88.10 –2 mol.L –1
[SO 4
2– ] = [H 3 O + ] – c = 0,88.10 –2 mol.L –1
[HSO 4
–
] = 2c – [H 3 O
+ ] = 4,12.10
–2 mol.L
–1
d’où :
De façon analogue, on obtient :
c) (i) Dissolution de NaHSO 4 et équilibre de dissociation de HSO 4
– :
NaHSO 4 (s)
Na + (aq) + HSO 4
– (aq)
HSO 4
– + H 2 O
H 3 O
+ + SO 4
2–
⇒ solution du monoacide HSO 4
– à c = 5.10
–2 mol.L
–1 . Na
+ est indifférent.
Position de l’équilibre de dissociation de HSO 4
– ?
pK A + log c = 1,9 + log 5.10
–2 = 0,6
–1 < pK A + log c < 2 ⇒ HSO 4
– moyennement dissocié.
[H 3 O + ] est la racine positive de l’équation : [H 3 O + ] 2 + K A [H 3 O + ] – K A c = 0
La résolution donne : [H 3 O + ] = 1,96.10 –2 mol.L –1
(ii) [SO 4
2– ] = [H 3 O
+ ]
α =
[SO 4
2− ]
c
=
[H 3 O
+ ] − c
c
=
5,88.10
−2
− 5.10
−2
5.10
−2
α = 0,176
α'=
[H 3 O
+ ]
2c
=
5,88.10
−2
2 × 5.10
−2
′
α' = 0,588
′
x H 3 O + =
[H 3 O
+ ]
[H 3 O
+ ] + [HSO 4
− ] + [SO 4
2− ]
=
5,88
5,88 + 0,88 + 4,12
= 0,5404
% H 3 O
+ = 54,0 %
% HSO 4
– = 37,9 %
% SO 4
2– = 8,1 %
H 2 O
pH = 1,7
α =
[SO 4
2− ]
c
=
1,96.10
−2
5.10
−2
α = 0,39