On considère
une solution aqueuse d’hydrogénosulfate de sodium,
NaHSO4 de concentration 0.01 mol/L.
Ce composé
est totalement ionisé en solution aqueuse en ions Na+ et HSO4
- .
l’ion hydrogénosulfate se comporte dans l’eau comme un monoacide
faible.
a- Ecrire l’équation bilan de mise en solution de cet ion
dans l’eau. Identifier les couples acido-basiques en présence. Donner
l’expression du Ka de cet ion.
b- A l’aide du tableau d’avancement, établir l’expression
littérale de la concentration de toutes les espèces chimiques présentes en
solution.
c- Le pH mesuré de cette solution est égal à 2.2. En
déduire les valeurs des concentrations
de toutes les espèces chimiques présentes en solution. Calculer la constante
d’acidité Ka de l’ion HSO4 - . En déduire son pKa.
d- Est ce un acide plus fort que l’acide éthanoïque dont
le pKa est égal à 4.75 à la même température.
a- HSO4- + H2O
= SO42- + H3O+ (limitée)
Il s’agit des couples HSO4-/
SO42- et H3O+
/ H2O
Ka = [SO42-]EF. [H3O+]EF /
[HSO4-]EF
b-
On néglige l’autoprotolyse de l’eau,
donc la réaction prépondérante est :
Dans un volume V=1 L.
|
|
HSO4-
+ |
H2O
= |
SO42- + |
H3O+ |
|
EI |
n0 |
excès |
0 |
0 |
|
EF |
n0-x |
excès |
x |
x |
n0 = C.V = 10-2mol
Donc [HSO4-]EF = (n0-x)/V et [SO42-]EF
= [H3O+]EF = x/V
Liste des espèces présentes en
solution : H2O, H3O+, OH-, Na+,
SO42-, HSO4-.
c- pH = 2.2 donc [H3O+]EF = 10-2.2 = 6.3 10-3
mol.L-1= x/V donc x = 6.3 10-3 mol. et [SO42-]EF = 6.3 10-3 mol.L-1.
[HSO4-]EF
= 3.7 10-3mol.L-1.
Donc d’après l’expression du 1, Ka =
0.0107 et pKa = - Log Ka = 1.97.
d- C’est un acide plus fort puisque
son pKa est inférieur.