QCM : Équilibre acido-basique et pH (11 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Dans une solution aqueuse diluée où [H3O+]<10−2 mol L−1[\mathrm{H_3O^+}] < 10^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}, comment peut-on estimer l’activité de H₃O⁺ ?

En l’assimilant approximativement à sa concentration molaire
En la remplaçant par la concentration molaire de OH⁻
En la considérant indépendante de la concentration molaire
En la calculant à partir de la masse totale du solvant

En l’assimilant approximativement à sa concentration molaire

Explication

Lorsque la solution est suffisamment diluée, les interactions entre solutés deviennent négligeables et l’activité de H₃O⁺ est approximativement égale à sa concentration molaire. La concentration de OH⁻ et la masse du solvant ne fournissent pas cette approximation.

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

Elles valent chacune 10−7 mol L−110^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
Elles valent chacune 10−2 mol L−110^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
H₃O⁺ vaut 10−7 mol L−110^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et OH⁻ vaut 10−2 mol L−110^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
H₃O⁺ vaut 10−2 mol L−110^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et OH⁻ vaut 10−7 mol L−110^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

Elles valent chacune $$10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les deux ions ont des concentrations égales de 10−7 mol L−110^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Les valeurs asymétriques proposées correspondent à une différence d’acidité ou de basicité, pas à l’eau pure.

3. Que représente l’activité d’un composé dissous en solution ?

La fraction effective du soluté, appelée aussi molarité apparente
La quantité de soluté présente par unité de volume de solution
La masse totale du solvant rapportée au volume de solution
Le nombre d’ions dissous indépendamment de leur environnement

La fraction effective du soluté, appelée aussi molarité apparente

Explication

L’activité décrit la fraction effective du soluté et est aussi appelée molarité apparente. La quantité par unité de volume correspond à la concentration molaire, qui est une grandeur distincte.

4. Lors de l’autoprotolyse de l’eau, quelle transformation décrit correctement le devenir de l’ion H⁺ en solution aqueuse ?

Il se solvate rapidement pour former H₃O⁺
Il précipite sous forme d’un solide hydraté
Il se combine avec OH⁻ pour former un électron
Il reste séparé de l’eau sans interaction notable

Il se solvate rapidement pour former H₃O⁺

Explication

L’autoprotolyse produit H⁺ et OH⁻, puis H⁺ est rapidement solvaté par l’eau et devient H₃O⁺. L’ion H⁺ libre ne reste donc pas séparé du solvant dans ces conditions.

5. Qu'est-ce que le pH d'une solution et comment est-il déterminé par les ions en solution ?

Le pH est une échelle qualitative qui ne dépend pas des ions en solution.
Le pH est une mesure de la concentration en ions H₂O, qui indique la pureté de l'eau.
Le pH est une mesure de l'activité des ions H₃O⁺, qui détermine l'acidité ou la basicité de la solution.
Le pH est la concentration en ions OH⁻, qui indique si la solution est acide ou basique.

Le pH est une mesure de l'activité des ions H₃O⁺, qui détermine l'acidité ou la basicité de la solution.

Explication

Le pH est estimé par l'activité des ions H₃O⁺, qui déterminent l'acidité de la solution. La concentration en ions OH⁻ indique si la solution est basique, mais ne définit pas directement le pH.

6. Quelle est la concentration en ions H₃O⁺ et OH⁻ dans l’eau pure à 25 °C ?

Toutes deux égales à 10⁻⁷ mol/L
H₃O⁺ à 10⁻⁵ mol/L et OH⁻ à 10⁻⁷ mol/L
H₃O⁺ à 10⁻⁷ mol/L et OH⁻ à 10⁻⁵ mol/L
Toutes deux égales à 10⁻⁵ mol/L

Toutes deux égales à 10⁻⁷ mol/L

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les concentrations de H₃O⁺ et OH⁻ sont toutes deux égales à 10⁻⁷ mol/L, ce qui correspond à un pH neutre de 7. La réponse incorrecte avec 10⁻⁵ mol/L ne correspond pas à l’eau pure à cette température.

7. Quel est le rôle principal de la dissociation électrolytique dans une solution aqueuse ?

Elle réduit la concentration en soluté dissous.
Elle augmente la température de la solution.
Elle neutralise les ions présents dans la solution.
Elle permet la formation d'ions qui conduisent l'électricité.

Elle permet la formation d'ions qui conduisent l'électricité.

Explication

La dissociation électrolytique permet aux électrolytes de se dissocier en ions, ce qui facilite la conduction électrique dans la solution. La neutralisation ou la température ne sont pas directement liées à ce processus, et la dissociation ne diminue pas la concentration en soluté.

8. Quand la constante d’acidité Ka d’un acide faible est-elle généralement déterminée ?

Pendant la réaction de neutralisation avec une base forte
Lors de l’établissement de l’équilibre chimique entre l’acide et sa base conjuguée
Après la réaction de précipitation de l’acide dans la solution
Au moment de la dissociation complète de l’acide en ions

Lors de l’établissement de l’équilibre chimique entre l’acide et sa base conjuguée

Explication

La constante Ka est calculée à l’équilibre de la dissociation d’un acide faible, en mesurant les concentrations des espèces en présence. La dissociation complète ou la précipitation ne permettent pas de déterminer Ka, qui concerne l’équilibre spécifique de dissociation.

9. En quoi la méthode de calcul du pH diffère-t-elle entre une solution d’acide fort concentré et une solution d’acide faible diluée ?

Le pH d’un acide fort dilué doit prendre en compte l’autoprotolyse de l’eau, alors que celui d’un acide faible ne le nécessite pas.
Le pH d’un acide fort est toujours supérieur à 7, alors que celui d’un acide faible est inférieur à 7.
Le pH d’un acide fort concentré dépend uniquement de la concentration initiale, alors que celui d’un acide faible dépend de la constante d’acidité KaKa.
Le pH d’un acide fort concentré se calcule directement par pH=−log([H+])pH = -\text{log}([H^+]), tandis que celui d’un acide faible nécessite l’utilisation de l’équation pH=12(pKa−logC)pH = \frac{1}{2}(pKa - \text{log} C).

Le pH d’un acide fort concentré se calcule directement par $$pH = -\text{log}([H^+])$$, tandis que celui d’un acide faible nécessite l’utilisation de l’équation $$pH = \frac{1}{2}(pKa - \text{log} C)$$.

Explication

Le calcul du pH d’un acide fort concentré se fait généralement par pH=−log([H+])pH = -\text{log}([H^+]), en supposant que la dissociation est totale. Pour un acide faible, on utilise souvent la formule pH=12(pKa−logC)pH = \frac{1}{2}(pKa - \text{log} C), qui tient compte de la dissociation partielle.

10. Qui est crédité de la formulation de la loi d’Ostwald, qui relie la dissociation d’un électrolyte à sa concentration en solution ?

Marie Curie
Wilhelm Ostwald
Linus Pauling
Svante Arrhenius

Wilhelm Ostwald

Explication

Wilhelm Ostwald est crédité de la formulation de la loi d’Ostwald, qui explique la dissociation des électrolytes en fonction de leur concentration. Les autres scientifiques ont contribué à d’autres domaines de la chimie ou de la physique, mais pas à cette loi spécifique.

11. Quelle est la principale conséquence de la régulation du pH sanguin par le tampon bicarbonate en réponse à une augmentation de la pCO₂ ?

Elle entraîne une augmentation du pH, provoquant une alcalose respiratoire.
Elle augmente la concentration de CO₂ dans le sang, favorisant l'hyperventilation.
Elle provoque une baisse du pH, conduisant à une acidose métabolique.
Elle maintient le pH stable en augmentant la taux de HCO₃⁻ dans le sang.

Elle augmente la concentration de CO₂ dans le sang, favorisant l'hyperventilation.

Explication

La régulation du tampon bicarbonate ajuste la concentration de HCO₃⁻ pour compenser les variations de pCO₂, ce qui influence le pH. Lors d'une augmentation de pCO₂, la compensation implique une augmentation de HCO₃⁻, ce qui peut conduire à une alcalose métabolique si elle est excessive.

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

L'eau se dissocie en H⁺ et OH⁻, puis H⁺ devient H₃O⁺ en solution.

Quelle est la concentration de H₃O⁺ dans l'eau pure à 25 °C ?

La concentration de H₃O⁺ est de 10⁻⁷ mol/L.

Qu'est-ce que l'activité d'un composé en solution ?

C'est sa fraction effective du soluté, aussi appelée molarité apparente.

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