Bonjour,
Plusieurs choses ici auquel il faut faire attention. La première est qu'effectivement, un acide fort libère la (quasi) totalité de ces H+ lorsqu'il est en solution. Ça signifie qu'il ne reste plus de $\ce{H2SO4}$ en solution, mais $\ce{HSO4-}$ et $\ce{H3O+}$. Je te laisse vérifier avec le $K_a$ (voir ci-dessous) si tu ne me crois pas, mais tu te rendra compte que c'est très important ![:)](/static/smileys/smile.png)
J'apprends donc qu'un $pK_A$ peut être négatif et que $H_3O^+$ n'est pas l'acide le plus fort ![:p](/static/smileys/langue.png)
C'est vrai et faux. Comme un acide fort ce dissocie totalement dans l'eau, on considère que dans l'eau, $\ce{H3O+}$ est de facto l'acide le plus fort qu'il existe (puisqu'on l'obtient en solution, et pas $\ce{H2SO4}$, par exemple). Ce n'est pas vrai dans un autre solvant ![:)](/static/smileys/smile.png)
J'en conclus que si on précise que c'est un acide fort, il faut comprendre plus fort que $H_3O^+$ […]
Par définition d'un acide fort, oui, c'est un acide avec un $pK_a$ plus faible que celui de l'eau, mais c'est vrai uniquement dans l'eau (même si c'est le cas la plupart du temps).
Pour en revenir à la question de base, je ne suis pas d'accord avec la notation $HSO_4^- + H_2O = SO_4^{2-} + H_3O^+$ et en particulier le $=$ (que je n'aime en fait pas du tout). Puisque $\ce{HSO4-}$ est un acide faible (il possède un $pK_a$), la réaction que tu écrit est un équilibre, qui doit s'écrire avec la bonne flèche:
$$\ce{HSO4- + H2O <=> SO4^2- + H3O+}$$
Pourquoi c'est important ? Parce que cette fois, c'est plus une réaction complète (qui serait plus en adéquation avec un $=$), mais un équilibre. Autrement dit, en solution doivent techniquement cohexister $\ce{HSO4-}$ et $\ce{SO4^2-}$. Je dit "techniquement", parce qu'il s'agit d'un acide faible, et que par définition d'un acide faible, la base conjuguée ($\ce{SO4^2-}$) est présente en très très faible quantité par rapport à celle de l'acide ($\ce{HSO4-}$).
Si tu veux le vérifier, je te rappelle que la définition du $K_a$ est
$$\ce{HSO4- + H2O <=> SO4^2- + H3O+} \hspace{2cm} K_a = \frac{[\ce{SO4^2-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HSO4-}]} = 10^{-1,92} \approx 0.012$$
Ce qui signifie que pour 99 molécules de $\ce{HSO4-}$ en solution, tu as à peu près une molécule $\ce{SO4^2-}$ (et encore, le $pK_a$ est relativement faible, en comparaison tu peux essayer avec celui de l'acide acétique, 4.75, et constater que le nombre de molécules d'acétate est encore plus faible).
De facto, en solution, tu as bel et bien, par ordre d'importance: $\ce{H2O}$ (le pH à beau être de l'ordre de 1, il y a quand même plus d'eau non protonnée, c'est le solvant !), $\ce{H3O+}$ et $\ce{HSO4-}$ (et des traces de $\ce{SO4^2-}$ et $\ce{H2SO4}$, mais vraiment de manière négligeable par rapport au reste, ce qui explique que ton corrigé n'en parle pas)
Compris ? ![:)](/static/smileys/smile.png)