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Voici l'intitulé de mon exercice :
Soit un acide faible HA dont la concentration totale est de 0,3 M. En solution cet acide reste
protoné (non dissocié) à 99,5%.
a) Calculez le Ka et le pKa de cet acide faible.
b) Calculez le pH de cette solution d’acide HA.
c) Quel serait le pH d’une solution d’acide sulfurique H2SO4 à la même concentration ?
d) Combien de fois H2SO4 est-il plus fort que l’acide HA ?

Je bloque totalement, pour les deux premières questions j'ai dis que puisque la dissociation de l'acide est très faible on peut conclure que l'autoprotolyse de l'eau est la RP et que par conséquent l'eau impose le pH. Je ne sais pas si c'est bon mais je ne voyais absolument pas quoi faire d'autre. Par contre je ne vois pas quoi faire pour la question 3 et 4, car si je déclare que c'est un diacide fort dans ce cas j'obtiens un pH de 0.5 et je ne pense pas que ça soit possible. Quelqu'un pourrait-il m'aider ? Merci d'avance

Bonjour,
L'eau n'impose pas le pH. Elle ne le fait que quand les concentrations en acide HA sont de l'ordre de 10-6 ou moins.
Si dans une solution 0.3 M d'acide faible HA, le taux de dissociation est de 0.5%, cela signifie que la concentration en H+ (et celle de A-) est de 0.005·0.3 = 0.0015 M. Le pH est le log de 0.0015. La constante d'équilibre fait K = (0.0015)2/0.2995. Fais les calculs !
Dans une solution 0.3 M de H2SO4, la concentration en H+ vaut 0.6 M, puisque H2SO4 est capable de céder deux atomes H.Et le pH est - le log de 0.6