Chapitre 7 • pH des solutions d'acides ou de bases. Tampons. Dosages pH-métriques
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D’où :
(ii) [OH
– ] = 10
–14 / 4,5.10
–8 = 2,22.10
–7 mol.L
–1
La très faible valeur de α montre que l’ion sulfate SO 4
2– ne se convertit quasiment pas en
hydrogénosulfate HSO 4
– .
(iii)
[OH – ] auto /[OH – ] = 4,5.10 –8 /2,22.10 –7 = 0,2 ; 20 % des ions hydroxyde en solution proviennent de
l’autoprotolyse de l’eau.
e) Tableau récapitulatif
Conclusions de l’exercice 7.2
z L’acide sulfurique ne se comporte comme un diacide fort que lorsqu’il est suffisamment
dilué (concentration inférieure à ≈ 1,3.10
–3 mol.L
–1 ).
z L’ion hydrogénosulfate est un acide plutôt fort (pK A = 1,9). Cependant, dans une solution
d’acide sulfurique de concentration ≈ 10
–1 à 10
–2 mol.L
–1 , sa dissociation est partiellement
inhibée par les ions H 3 O + libérés par la première acidité de H 2 SO 4 .
z Comme le laisse prévoir pK A = 1,9, l’ion sulfate est une base si faible qu’il est quasiment
indifférent.
7.3** pH d’un mélange d’acides impliqués en vinification
Symboles utilisés :
Acide malique : H 2 A m ; seul le pK A le plus faible est pris en compte : pK Am = 3,46 ; concentration c 1
Acide lactique : HA ᐉ ; pK Aᐉ = 3,86 ; concentration c 2
Composés dissous à
5.10
–2 mol.L
–1
H 2 SO 4
NaHSO 4
Na 2 SO 4
(H 3 O
+ + HSO 4
–
)
( N a
+ + HSO 4
– )
( 2 Na
+ + SO 4
2–
)
pH
1,2
1,7
7,35
α × 100
17,6 %
39 %
3,5.10 –4 %
déprotonation de HSO 4
–
protonation de SO 4
2–
[H 3 O
+ ] =
K A × K e
c + K A
1/ 2
=
1,26.10
−2
×10
−14
5.10
−2
+ 1,26.10
−2
1/ 2
= 4,5.10
−8 mol.L
−1
(
)
)
(
pH = 7,35
α =
[HSO 4
− ]
c
=
[OH
− ] − [H 3 O
+ ]
c
=
2,22.10
−7
− 4,5.10
−8
5.10
−2
α = 3,5.10
6
–
[OH – ] auto = [H 3 O + ] = 4,5.10 –8 mol.L –1