QCM : Équilibre acido-basique — 21 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle transformation décrit correctement l’autoprotolyse de l’eau en solution aqueuse ?

Des molécules d’eau forment des ions H3O+ et OH−, puis OH− devient H2O2
Des molécules d’eau forment des ions H+ et O2−, puis H+ reste libre en solution
Des molécules d’eau forment des ions H+ et OH−, puis H+ devient rapidement H3O+
Des molécules d’eau forment des ions H3O+ et O2−, puis H3O+ devient H+

Des molécules d’eau forment des ions H+ et OH−, puis H+ devient rapidement H3O+

Explication

L’autoprotolyse produit H+ et OH−, et le proton se solvate rapidement pour donner H3O+. Confondre H+ libre avec H3O+ néglige précisément cette solvatation en milieu aqueux.

2. Quelles sont les concentrations des ions H3O+ et OH− dans l’eau pure à 25 °C ?

[H3O+]=10−7 mol⋅L−1[H_3O^+] = 10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et [OH−]=10−1 mol⋅L−1[OH^-] = 10^{-1}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}
[H3O+]=[OH−]=10−14 mol⋅L−1[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-14}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}
[H3O+]=10−1 mol⋅L−1[H_3O^+] = 10^{-1}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et [OH−]=10−7 mol⋅L−1[OH^-] = 10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}
[H3O+]=[OH−]=10−7 mol⋅L−1[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}

$$[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$$

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, l’autoprotolyse établit des concentrations égales de H3O+ et de OH−, chacune valant 10−7 mol⋅L−110^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}. Les valeurs proposées avec 10−110^{-1} correspondent à une confusion avec l’échelle logarithmique du pH.

3. En assimilant l’activité à la concentration, quel pH obtient-on pour une solution dont [H3O+]=10−3 mol⋅L−1[H_3O^+] = 10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} ?

11
7
3
−3

3

Explication

La définition pH=−log⁡([H3O+])pH=-\log([H_3O^+]) donne pH=−log⁡(10−3)=3pH=-\log(10^{-3})=3. Le signe négatif devant le logarithme signifie qu’une concentration plus élevée en H3O+ entraîne un pH plus faible.

4. Comment caractériser une solution dont la concentration en H3O+ est supérieure à celle en OH− à 25 °C ?

Elle est basique et son pH est supérieur à 7
Elle est acide et son pH est inférieur à 7
Elle est neutre et son pH est égal à 7
Elle est basique et son pH est inférieur à 7

Elle est acide et son pH est inférieur à 7

Explication

Une solution est acide lorsque H3O+ est majoritaire, ce qui correspond à un pH inférieur à 7 à 25 °C. La basicité correspond au contraire à une prédominance de OH−.

5. Pourquoi l’activité ne peut-elle pas être assimilée directement à la concentration dans une solution réelle non diluée ?

Les interactions entre solutés et la concentration ionique modifient le potentiel chimique
La température annule les interactions entre solutés et fixe l’activité à zéro
Les molécules de solvant empêchent toute formation d’ions dans la solution
La concentration molaire devient indépendante de la quantité de soluté dissous

Les interactions entre solutés et la concentration ionique modifient le potentiel chimique

Explication

Dans une solution réelle non diluée, les interactions entre solutés et la concentration ionique modifient le potentiel chimique, de sorte que l’activité diffère de la concentration. L’approximation activité-concentration est plutôt associée aux solutions suffisamment diluées.

6. Dans quelle situation l’activité de H3O+ peut-elle être assimilée à sa concentration molaire en solution aqueuse ?

Lorsque la concentration est élevée et que l’activité devient indépendante du milieu
Lorsque la solution est concentrée et que les interactions ioniques deviennent importantes
Lorsque [H3O+]>10−2 mol⋅L−1[H_3O^+] > 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et que γ\gamma est proche de 0
Lorsque [H3O+]<10−2 mol⋅L−1[H_3O^+] < 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et que γ\gamma est proche de 1

Lorsque $$[H_3O^+] < 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$$ et que $$\gamma$$ est proche de 1

Explication

En solution aqueuse réelle diluée, une concentration de H3O+ inférieure à 10−2 mol⋅L−110^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} rend les interactions négligeables et le coefficient γ\gamma proche de 1. Une solution concentrée renforce au contraire les écarts entre activité et concentration.

7. Quelle propriété définit un électrolyte en solution aqueuse ?

Il transforme les ions présents en molécules neutres dans l’eau
Il reste sous forme de molécules intactes après dissolution dans l’eau
Il se dissocie en ions lorsqu’il est dissous dans l’eau
Il empêche la dissociation des autres solutés présents dans l’eau

Il se dissocie en ions lorsqu’il est dissous dans l’eau

Explication

Un électrolyte est une molécule qui se dissocie en ions en solution aqueuse. Une espèce qui reste intacte après dissolution ne correspond donc pas à cette définition.

8. Quelle distinction entre électrolytes fort et faible est correcte ?

Le fort et le faible se dissocient partiellement, mais le faible possède une concentration plus élevée
Le fort se dissocie complètement avec α=1\alpha=1, tandis que le faible se dissocie partiellement avec α<1\alpha<1
Le fort se dissocie partiellement avec α<1\alpha<1, tandis que le faible se dissocie complètement avec α=1\alpha=1
Le fort ne produit pas d’ions, tandis que le faible produit des ions avec α=1\alpha=1

Le fort se dissocie complètement avec $$\alpha=1$$, tandis que le faible se dissocie partiellement avec $$\alpha<1$$

Explication

Un électrolyte fort présente une dissociation complète, caractérisée par α=1\alpha=1, alors qu’un électrolyte faible possède un degré de dissociation inférieur à 1. La concentration initiale ne définit pas à elle seule la force de l’électrolyte.

9. Selon la loi d’Ostwald, quel effet une dilution accrue exerce-t-elle sur une molécule dissociable ?

Elle diminue généralement la proportion de molécules dissociées
Elle maintient la proportion dissociée à une valeur indépendante du milieu
Elle transforme nécessairement l’électrolyte faible en électrolyte non ionique
Elle augmente généralement la proportion de molécules dissociées

Elle augmente généralement la proportion de molécules dissociées

Explication

La loi d’Ostwald indique qu’une molécule est d’autant plus dissociée que la dilution est grande. La dilution favorise donc la dissociation plutôt qu’elle ne la réduit.

10. En solution aqueuse, comment un acide modifie-t-il la concentration en ions hydrogène ?

Il capte un ion hydroxyde et diminue sa concentration
Il cède un ion hydrogène et augmente sa concentration
Il libère un ion hydroxyde et augmente sa concentration
Il capte un ion hydrogène et diminue sa concentration

Il cède un ion hydrogène et augmente sa concentration

Explication

Un acide est défini par sa capacité à céder un ion hydrogène en solution aqueuse, ce qui augmente la concentration en ions hydrogène. La capture d’un ion hydrogène correspond à la définition d’une base.

11. Quelle relation décrit correctement un couple acide/base conjugué ?

L’ion hydrogénocarbonate et l’ion hydroxyde forment un couple conjugué
L’acide carbonique et l’ion carbonate forment un couple conjugué
L’acide carbonique et l’ion hydrogénocarbonate forment un couple conjugué
L’acide chlorhydrique et l’acide carbonique forment un couple conjugué

L’acide carbonique et l’ion hydrogénocarbonate forment un couple conjugué

Explication

Un acide et l’espèce obtenue après la perte d’un ion hydrogène constituent un couple acide/base conjugué ; l’acide carbonique est associé à l’ion hydrogénocarbonate. L’ion carbonate correspond à une perte supplémentaire d’ion hydrogène.

12. Que caractérise principalement la constante d’acidité KaK_a ?

La fraction d’acide qui se dissocie dans une solution donnée
La vitesse de transfert des ions hydrogène entre deux espèces
L’équilibre d’un couple acide/base en solution aqueuse
La quantité totale d’acide introduite dans une solution aqueuse

L’équilibre d’un couple acide/base en solution aqueuse

Explication

La constante KaK_a caractérise l’équilibre d’un couple acide/base en solution aqueuse et dépend de la température. La fraction dissociée relève du coefficient de dissociation, qui est une notion distincte.

13. Comment un polyacide faible libère-t-il généralement ses ions hydrogène ?

Il les libère simultanément dès sa première mise en solution aqueuse
Il les libère après transformation complète en une base conjuguée
Il les libère selon une quantité fixée par la seule température
Il les libère progressivement selon les valeurs successives de ses pKapK_a

Il les libère progressivement selon les valeurs successives de ses $$pK_a$$

Explication

Un polyacide possédant plusieurs fonctions acides faibles libère ses ions hydrogène par étapes successives, déterminées par les valeurs de ses pKapK_a. La dissociation n’est donc pas nécessairement simultanée ni complète dès la première étape.

14. Pour un couple acide faible/base conjuguée, quelle condition donne un pH égal au pKapK_a ?

La concentration de l’acide est dix fois celle de la base conjuguée
La concentration de la base conjuguée est dix fois celle de l’acide
Les concentrations de la base conjuguée et de l’acide sont égales
Les concentrations totales en ions hydrogène et hydroxyde sont égales

Les concentrations de la base conjuguée et de l’acide sont égales

Explication

Lorsque [A−]=[AH][A^-] = [AH], la relation entre le pH et le pKapK_a conduit à pH=pKapH = pK_a. Un rapport de dix entre les deux formes donnerait un pH différent du pKapK_a.

15. Quelle propriété définit une solution tampon ?

Son pH varie peu après l’ajout de petites quantités d’acide ou de base
Son pH reste identique quelle que soit la quantité d’acide ajoutée
Son pH varie fortement dès qu’une faible quantité d’eau est ajoutée
Son pH est nécessairement égal au pKapK_a du couple présent

Son pH varie peu après l’ajout de petites quantités d’acide ou de base

Explication

Une solution tampon limite les variations de pH lors de l’ajout de petites quantités d’acide ou de base, ainsi que lors d’une dilution. Cette protection n’implique pas une invariance du pH dans toutes les conditions.

16. Quelle composition permet d’obtenir un tampon efficace à partir d’un couple acide faible/base conjuguée ?

Une concentration élevée de l’acide faible sans base conjuguée
Des proportions proches de deux acides faibles différents
Des proportions proches de l’acide faible et de sa base conjuguée
Une faible quantité de base conjuguée dans une solution neutre

Des proportions proches de l’acide faible et de sa base conjuguée

Explication

Un tampon efficace contient les deux formes conjuguées en proportions proches, afin de pouvoir neutraliser des ajouts d’acide ou de base. Une seule forme chimique ne fournit pas cette capacité de régulation.

17. Que représente le pouvoir tampon β\beta d’une solution ?

La concentration totale d’acide et de base présente avant toute perturbation
Le nombre de moles d’acide ou de base forte nécessaires par litre pour changer le pH d’une unité
La valeur du pH mesurée instantanément dans un litre de solution
La proportion d’acide faible dissociée après ajout d’une base forte

Le nombre de moles d’acide ou de base forte nécessaires par litre pour changer le pH d’une unité

Explication

Le pouvoir tampon β\beta mesure la quantité de moles d’acide ou de base forte à ajouter à un litre pour provoquer une variation de pH d’une unité. Il décrit donc la résistance à une variation du pH, et non l’état acido-basique instantané.

18. Quelle association entre les principaux tampons et leur localisation est correcte ?

Le tampon bicarbonate/acide carbonique est surtout intracellulaire et le tampon phosphate surtout extracellulaire
Le tampon bicarbonate/acide carbonique est surtout extracellulaire et le tampon phosphate surtout intracellulaire
Les tampons bicarbonate et phosphate sont répartis principalement dans le compartiment extracellulaire
Les tampons bicarbonate et phosphate sont localisés principalement dans les protéines plasmatiques

Le tampon bicarbonate/acide carbonique est surtout extracellulaire et le tampon phosphate surtout intracellulaire

Explication

Le tampon bicarbonate/acide carbonique joue principalement son rôle dans le compartiment extracellulaire, tandis que le tampon phosphate est surtout intracellulaire. Les protéines intracellulaires et plasmatiques constituent également des tampons importants, mais ne remplacent pas ces deux systèmes.

19. Pourquoi le tampon bicarbonate/acide carbonique est-il qualifié de tampon ouvert ?

Parce que les reins régulent le CO2CO_2 et les poumons régulent les ions HCO3−HCO_3^-
Parce que les poumons régulent le CO2CO_2 et les reins régulent les ions HCO3−HCO_3^-
Parce que le CO2CO_2 et les ions HCO3−HCO_3^- sont éliminés par les poumons
Parce que le CO2CO_2 et les ions HCO3−HCO_3^- sont contrôlés par les reins

Parce que les poumons régulent le $$CO_2$$ et les reins régulent les ions $$HCO_3^-$$

Explication

Ce tampon est ouvert car ses deux composantes sont régulées par des organes différents : le CO2CO_2 par la ventilation pulmonaire et les ions HCO3−HCO_3^- par les reins. Les poumons ne contrôlent donc pas directement l’élimination rénale des bicarbonates.

20. Quelle interprétation correspond à un pH artériel de 7,30 ?

Il indique une acidose uniquement si la pression en dioxyde de carbone augmente
Il indique une alcalose, car le pH est inférieur à 7,35
Il se situe dans la plage physiologique comprise entre 7,35 et 7,45
Il indique une acidose, car le pH est inférieur à 7,35

Il indique une acidose, car le pH est inférieur à 7,35

Explication

Le pH artériel physiologique se situe entre 7,35 et 7,45 ; une valeur inférieure à 7,35 définit une acidose. Cette définition repose sur le pH mesuré et ne nécessite pas de connaître ici l’évolution de la pression en dioxyde de carbone.

21. Quel mécanisme compense principalement un trouble acido-basique d’origine métabolique ?

Une adaptation respiratoire modifiant la ventilation et la pression en dioxyde de carbone
Une adaptation rénale modifiant directement la ventilation alvéolaire
Une variation digestive de l’absorption des ions hydrogène
Une modification musculaire de la production d’oxygène sanguin

Une adaptation respiratoire modifiant la ventilation et la pression en dioxyde de carbone

Explication

Un trouble métabolique est compensé par la respiration, qui peut modifier rapidement la pression en dioxyde de carbone. À l’inverse, un trouble respiratoire est compensé par l’adaptation métabolique rénale.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 40 flashcards sur Équilibre acido-basique.

Comment l'eau se dissocie-t-elle par autoprotolyse ?

Elle se dissocie en ions H+ et OH−.

Que devient l'ion H+ après dissociation dans l'eau ?

Il se solvate rapidement en H3O+.

Quelles sont les concentrations de [H3O+] et [OH−] dans l'eau pure à 25 °C ?

Elles sont toutes deux égales à 10−7mol⋅L−110^{-7} mol·L^{-1}.

Voir les flashcards →

Approfondir avec la fiche

Consultez la fiche de révision complète sur Équilibre acido-basique.

Voir la fiche →

Cours similaires

Transporteurs du glucose

Physiologie

IRM : principes et bases physiques

Traumatismes de l’appareil locomoteur

Ostéologie et arthrologie du bassin

Anatomie

Anatomie générale fondamentale

Anatomie

Célécoxib et inflammation

Crée tes propres QCM

Importe ton cours et l'IA génère des QCM avec corrections en 30 secondes.

Générateur de QCM