L'acide sulfureux \text{H}_2\text{SO}_3 est un diacide faible, capable de perdre deux protons. Une solution d'acide sulfureux est préparée en faisant barboter du \text{SO}_2\text{(g)} dans de l'eau selon la réaction d'équation :

La solution d'acide sulfureux obtenue est acide avec un \text{pH} égal à 2{,}5. Les solutions d'acide sulfureux sont couramment utilisées comme conservateurs alimentaires, dans les fruits secs par exemple.

• Couple acide-base \text{H}_2\text{SO}_3(\text{aq})/\text{HSO}^{-}_3 (\text{aq})
• Constante d'acidité associée au couple précédent : \text{p}K_{\text{A1}} = 1{,}8

1.1 Rappeler le terme employé pour qualifier une espèce pouvant à la fois être un acide et une base.

1.2 Utiliser le diagramme et le fait que le \text{pH} est égal au \text{p}K_\text{A} lorsque les concentrations sont égales.

1.3 Pour tracer un diagramme de prédomi- nance, il faut reporter les \text{p}K_\text{A} des couples sur un axe de \text{pH}.

1.4 Comparer le \text{pH} de la solution d'acide sulfureux au diagramme de prédominance.

La molécule d'acide sulfureux n'est pas stable dans l'eau et conduit à la formation d'ions, dont \text{HSO}^{-}_3 \text{(aq)}. Ce genre de solution acide peut être utilisé comme conservateur alimentaire dans le vin ou les viandes.

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Concentrations en solution
2.1 Écrire l'équation de la réaction entre l'acide sulfureux \text{H}_2\text{SO}_3 et l'eau de constante d'acidité K_\text{A1}.

2.2 Exprimer la constante d'acidité K_\text{A1} en fonction des concentrations en quantité de matière des espèces mises en jeu.

2.3 Calculer la concentration [\text{H}_3\text{O}^+] de la solution d'acide sulfureux de \text{pH} = 2{,}5.

2.4 Exprimer [\text{HSO}^{-}_3 ] en fonction de [\text{H}_3\text{O}^+], puis calculer cette concentration.

2.5 Déduire des questions précédentes l'expression de [\text{H}_2\text{SO}_3] en fonction du \text{pH} et du \text{p}K_\text{A1} et calculer cette concentration.

2.6 Sachant que [\text{SO}^{2-}_3] = 6{,}3 \times 10^{-8} mol·L^-1, préciser si les valeurs de concentrations des espèces présentes en solution confirment l'espèce prédominante prévue par le diagramme de prédominance.

2.1. Utiliser le couple \text{H}_2\text{SO}_3 \text{(aq)}/\text{HSO}^-_3 \text{(aq)} pour écrire l'équation.

2.2 À l'aide des concentrations, écrire le K_\text{A} en utilisant éventuellement c° pour adimensionner le quotient.

2.3 Utiliser la définition du \text{pH}.

2.4 Établir l'expression à partir des coefficients stœchiométriques.

2.5 Penser à utiliser la relation \text{p}K_\text{A} = - \log(K_\text{A}).

2.6 Comparer les concentrations des trois formes de l'acide sulfureux dans cette solution.

L'acide sulfurique \text{H}_2\text{SO}_4 est aussi un diacide. Sa forme \text{H}_2\text{SO}_4 est un acide fort tandis que \text{HSO}^-_4 \text{(aq)} est un acide de \text{p}K_\text{A3} = 1{,}9. Il s'obtient par hydratation du trioxyde de soufre \text{SO}_3. Cet acide, que l'on considère totalement dissocié sous la forme (2\ \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} ; \text{SO}^{2-}_4\text{(aq)}), réagit avec le calcaire \text{CaCO}_3\text{(s)} selon la réaction modélisée par :
\text{CaCO}_3(\text{s}) + 2\ \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) \leftrightarrows \text{Ca}^{2+}(\text{aq}) + \text{CO}_2(\text{g}) + 3\: \text{H}_2\text{O(l)}

• Masses molaires atomiques : M(\text{C}) = 12{,}0 g·mol^-1, M(\text{Ca}) = 40{,}1 g·mol^-1 et M(\text{O}) = 16{,}0 g·mol^-1

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Dégradation du calcaire
3.1 Préciser quel acide est le plus fort entre l'acide sulfurique et l'acide sulfureux. Justifier.

3.2 Préciser à quel couple acide-base correspond le \text{p}K_\text{A3}.

3.3 Calculer le volume minimal de solution aqueuse d'acide sulfurique de \text{pH} = 3{,}0 pour dégrader une masse de 2{,}0 g de calcaire d'une statue.

3.1. Comparer les \text{p}K_\text{A} des deux couples.

3.2 Identifier la base appartenant au couple pour lequel \text{HSO}^{-}_4 \text{(aq)} est la forme acide. \text{H}_2\text{SO}_4 \text{(aq)}.

3.3 Utiliser un tableau d'avancement.