Diacide H2SO4 à 0,5M

[zippo86]

Bonjour

J'ai problème pour un TP sur les diagrammes potentiels-pH
Je prépare une solution C à partir de 50mL d'une solution de fer II à 0,1M et de 50mL d'une solution de fer III à 0,1M. Chacune de ces solutions est préparée avec H2SO4 à 0,5M
Je plonge dans la solution C 3 électrodes (une de platine, une de référence (ECS) et une pH métrique). On me demande de calculer le potentiel de Nernst que je suis en mesure d'attendre.
Alors: E=E°(FeIII/FeII)+0,059log([FeIII]/[FeII])
E=0,670V/ESH
Est ce juste?
Ensuite on me demande de donner la valeur de E°(FeIII/FeII) mais c'est celle que j'ai utilisé dans le calcul précédent (en milieu sulfate)? Non?
Et enfin il faut que je calcul le pH initial de la solution
H2SO4 est un diacide avec la première acidité forte et la seconde faible. Donc j'ai H2SO4->HSO4- + H+ où [H2SO4]i=[HSO4-]=[H+]=0,5M
Ensuite HSO4-->SO4²- + H+ où [SO4²-]=[H+]=0,5x avec x le coefficient de dissociation.
Mais il parait que la seconde acidité est négligeable dans mon cas.
Alors H2SO4->SO4²- + 2H+ où[H+]=2*[H2SO4]=1M ce qui me donne un pH de 0 alors que si je ne néglige pas la seconde acidité j'obtiens un pH de 0,24.
L'expérience me donne un pH initial de 0,68

J'espère que vous avez compris mon problème et que vous pourrez m'aider.
Bonne soirée
-----

[jeanne08]

- la mesure d'un pH aussi bas n'est sans doute guère précise ... donc la valeur trouvée n'a pas de signification.
- le pK de la seconde acidité de l'acide sulfurique est de l'ordre de 2.
Si on néglige la seconde acidité on trouve une concentration en H+ de 0,5 mol/L et un pH de 0,3 . A ce pH on peut considerer que HSO4 - est quasi intact donc négliger la seconde acidité de l'acide sulfurique.

[zippo86]

Comment tu fais pour trouver une concentration en H+ de 0,5M si tu néglige la seconde acidité? moi je trouve 1

[jeanne08]

- Je considère que seule la première acidité de H2SO4 est à considérer, c'est un acide fort, donc 0,5 mol/L de H2SO4 donnent 0,5 mol/L de HSO4- et autant de H+ . Négliger la seconde acidité revient à considerer que HSO4 - est intact .
- En prenant Ka = 10^-2 et pH = 0,3 on a [SO4 2-] *0,5/[HSO4 - ] = 10^-2 soit un rapport [SO4 2-]/[HSO4] d'envron 0,02 ... on peut donc considérer, je pense, que HSO4 - n'est quasi pas transformé .

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Ta solution a été faite en dissolvant 0.5 mole de H₂SO₄ par litre. Mais cette solution, faite avec H₂SO₄, ne contient plus d'acide H₂SO₄. Toutes les molécules H₂SO₄ ont été dissociées et transformées en ions H⁺ (qu'on écrit aussi H₃O⁺) et HSO₄^-.
Et comme 1 H₂SO₄ forme 1 ion H⁺, 0.5 mole de H₂SO₄ forme 0.5 mole de H⁺ (et bien sûr aussi 0.5 mole de ion HSO₄^-).

Ceci dit, tu peux faire tous les calculs que tu veux, le pH que tu mesureras dans une solution aussi concentrée que 0.5 ou 1 molaire, ne correspondras jamais à tes calculs. Et ceci pour une raison fort simple, mais dont on ne parle pas souvent dans les cours. C'est que le pH est bien le log de la concentration en H⁺, mais que cette concentration ne doit pas être exprimée en mole par litre de solution, mais en mole de H⁺ par litre d'eau LIBRE dans la solution. Or dans une solution assez concentrée, il y a beaucoup moins que 1 litre d'eau libre dans un litre de solution !!! Le calcul ne joue avec les mesures que dans le cas des solutions très diluées.

[zippo86]

ok merci pour vos réponses

En fait il ne faut pas que je compare la théorie avec la pratique alors.