Solution d'acide sulfurique

[Ju06]

Salut à tous,

J'ai du mal à résoudre le problème suivant :
On verse une masse m=4,90g d'acide sulfurique dans un volume initial d'eau de Vo=1.00L. On indique que les deux acidités du diacide sulfurique sont fortes. Ecrire tous les couples acide/base mis en jeu. Calculer le pH à 25°C en explicitant avec soin toutes les approximations faites. Mo=16.0g.mol-1 , Ms= 32.0g.mol-1

Je note [H+] la concentration molaire en ions H+

Je précise que je dispose des formules suivantes :



Voilà comment je souhaitais procéder :

M_H2SO4 = 98 g/mol
D'où [H₂SO₄] = 5 x 10^-2 mol/L

Je fais l'approximation suivante : [H₂SO₄] = [SO₄]

Par électroneutralité, [H+]-[OH-]-[SO₄^2-] = 0
Je me ramène au trinôme du 2nd dégré suivant : [H+]²-[SO₄^2-][H+]-10^-14 =0
Or, la résolution me donne un résultat qui me semble invraisemblable ...

Ai-je fais une erreur ? Merci de vos réponse ...
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[moco]

Il ne sert à rien de tenir compte des ions OH- qui sont en quantité voisines de 0.000 000 000 01, c'est-à-dire nulle.

La seule chose à faire est dire que si tu as 0.05 mol H2SO4 dissous dans 1 litre, il y a donc le double de ions H+ par litre, soit 0.1 mol par litre de H+. Le pH est le log de 0.1, donc pH = 1.

[Ju06]

Merci moco !