QCM : Acides et bases en solution (47 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Selon la définition de Brønsted-Lowry, quelle propriété caractérise un acide ?

La capacité de céder un doublet d’électrons
La capacité de libérer un ou plusieurs protons
La capacité de capter un ou plusieurs protons
La capacité d’accepter un doublet d’électrons

La capacité de libérer un ou plusieurs protons

Explication

Un acide de Brønsted est une espèce susceptible de libérer un ou plusieurs protons. La capture d’un proton caractérise une base de Brønsted, tandis que l’acceptation ou la cession d’un doublet relève des définitions de Lewis.

2. Dans une transformation, l’espèce X capte un proton provenant d’une autre espèce. Quel rôle X joue-t-elle selon Brønsted-Lowry ?

Un acide de Lewis
Une base de Lewis
Une base de Brønsted
Un acide de Brønsted

Une base de Brønsted

Explication

Une base de Brønsted capte un ou plusieurs protons, comme le fait X dans cette transformation. L’acide de Brønsted libère un proton, l’acide de Lewis accepte un doublet et la base de Lewis cède un doublet.

3. Pour représenter le couple conjugué associé à l’acide AH, quelle écriture faut-il utiliser ?

AH/AH₂⁺
AH/H⁺
A⁻/AH
AH/A⁻

AH/A⁻

Explication

À l’acide AH correspond la base conjuguée A⁻, et le couple s’écrit dans l’ordre acide/base : AH/A⁻. L’écriture A⁻/AH inverse cet ordre, tandis qu'AH₂⁺ et H⁺ ne sont pas la base conjuguée définie pour AH.

4. Dans un milieu donné, une même espèce peut tantôt céder un proton, tantôt en capter un. Comment la classe-t-on ?

Un acide
Une base
Une espèce neutre
Un ampholyte

Un ampholyte

Explication

Un ampholyte, ou espèce amphotère, peut jouer le rôle d’acide ou celui de base selon le milieu. La qualifier seulement d’acide ou de base écarte l’un de ses deux rôles, et la neutralité ne décrit pas cette propriété.

5. Dans les couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻, quelle attribution des rôles de l’eau est correcte ?

Base dans les deux couples
Acide dans H₃O⁺/H₂O et base dans H₂O/HO⁻
Acide dans les deux couples
Base dans H₃O⁺/H₂O et acide dans H₂O/HO⁻

Base dans H₃O⁺/H₂O et acide dans H₂O/HO⁻

Explication

Dans H₃O⁺/H₂O, l’eau est la base conjuguée de H₃O⁺; dans H₂O/HO⁻, elle est l’acide qui peut céder un proton. L’attribution inverse échange ces deux rôles, tandis que les deux autres réponses n’en retiennent qu’un seul.

6. Lorsqu’un acide du couple 1 réagit avec une base du couple 2, quelle forme générale décrit la réaction acide-base ?

Acide₁ + Base₂ ⇌ Base₁ + Acide₂
Acide₁ + Base₂ ⇌ Acide₁ + Base₂
Acide₁ + Acide₂ ⇌ Base₁ + Base₂
Acide₁ + Base₂ ⇌ Base₂ + Acide₁

Acide₁ + Base₂ ⇌ Base₁ + Acide₂

Explication

La réaction générale forme la base conjuguée de l’acide 1 et l’acide conjugué de la base 2 : Acide₁ + Base₂ ⇌ Base₁ + Acide₂. Conserver les réactifs ne traduit pas le transfert, et les autres écritures inversent les couples ou attribuent mal les rôles.

7. À 25 °C, une solution à l’équilibre présente [H3O+]=2,0×10−5 mol L−1[\mathrm{H_3O^+}] = 2{,}0\times10^{-5}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quelle est la concentration en ions hydroxyde ?

2,0×10−5 mol L−12{,}0\times10^{-5}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
5,0×10−10 mol L−15{,}0\times10^{-10}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
2,0×10−19 mol L−12{,}0\times10^{-19}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
5,0×109 mol L−15{,}0\times10^{9}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

$$5{,}0\times10^{-10}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$

Explication

À 25 °C, [H3O+][HO−]=10−14[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]=10^{-14}, donc [HO−]=10−14/(2,0×10−5)=5,0×10−10 mol L−1[\mathrm{HO^-}]=10^{-14}/(2{,}0\times10^{-5})=5{,}0\times10^{-10}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. La somme des concentrations confond produit et addition, l’inversion donne une concentration gigantesque, et la dernière valeur reprend celle de l’oxonium.

8. Pour une solution contenant l’acide AH\mathrm{AH}, l’ion A−\mathrm{A^-} et l’ion oxonium à l’équilibre, quelle expression permet de calculer sa constante d’acidité ?

Ka=[AH]eq[A−]eq[H3O+]eqK_a=\frac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}}
Ka=[A−]eq[AH]eqK_a=\frac{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}
Ka=[A−]eq[H3O+]eq[AH]eqK_a=\frac{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}
Ka=[AH]eq[HO−]eq[A−]eqK_a=\frac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}

$$K_a=\frac{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}$$

Explication

La réaction AH+H2O⇌A−+H3O+\mathrm{AH+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+} donne Ka=[A−]eq[H3O+]eq/[AH]eqK_a=[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}/[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}, l’eau étant omise de l’expression. Mettre AH au numérateur inverse le quotient, omettre l’oxonium laisse un facteur manquant, et l’expression avec HO⁻ correspond à la basicité.

9. Deux acides sont comparés dans l’eau : l’acide X a un KaK_a plus élevé que l’acide Y. Quelle conclusion découle de cette comparaison ?

X libère plus facilement un proton et possède un pKa plus faible.
X capte plus facilement un proton et possède un pKa plus élevé.
Y libère plus facilement un proton et possède un pKa plus faible.
Les deux acides ont la même aptitude à libérer un proton.

X libère plus facilement un proton et possède un pKa plus faible.

Explication

Un KaK_a élevé indique une plus grande aptitude de l’acide à libérer un proton et correspond à un pKa plus faible. L’option sur la capture d’un proton confond acidité et basicité, tandis que les deux autres inversent la comparaison ou la rendent à tort égale.

10. Une base A−\mathrm{A^-} réagit avec l’eau en formant AH\mathrm{AH} et HO−\mathrm{HO^-}. Quelle expression correspond à sa constante de basicité ?

Kb=[A−]eq[HO−]eq[AH]eqK_b=\frac{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}}
Kb=[AH]eq[H3O+]eq[A−]eqK_b=\frac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}
Kb=[A−]eq[AH]eq[HO−]eqK_b=\frac{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{eq}}}
Kb=[AH]eq[HO−]eq[A−]eqK_b=\frac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}

$$K_b=\frac{[\mathrm{AH}]_{\mathrm{eq}}[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{A^-}]_{\mathrm{eq}}}$$

Explication

Pour A−+H2O⇌AH+HO−\mathrm{A^-+H_2O\rightleftharpoons AH+HO^-}, la constante de basicité est le produit des concentrations de AH et HO⁻ divisé par celle de A⁻. Mettre A⁻ au numérateur inverse son rôle, H₃O⁺ appartient à l’expression d’acidité, et le dernier quotient est inversé.

11. L’acide P cède son proton plus facilement que l’acide Q dans l’eau. Quelle relation entre leurs constantes et leurs pKa est attendue ?

P a un Ka plus faible et un pKa plus élevé que Q.
P a un Ka plus élevé et un pKa plus élevé que Q.
P et Q ont le même Ka et le même pKa.
P a un Ka plus élevé et un pKa plus faible que Q.

P a un Ka plus élevé et un pKa plus faible que Q.

Explication

Un acide plus fort cède plus facilement son proton : son KaK_a est plus élevé et son pKa plus faible. La deuxième relation inverse ces tendances, la troisième associe à tort un pKa plus élevé à un acide plus fort, et l’égalité nie la différence donnée.

12. Dans l’eau, un acide AH\mathrm{AH} a un pKa de −1,2-1{,}2. Quelle description de sa réaction avec l’eau convient ?

C’est une base forte, et sa réaction forme totalement AH et HO⁻.
C’est un acide fort, et sa réaction forme totalement A⁻ et H₃O⁺.
C’est un acide faible, et sa réaction forme partiellement A⁻ et H₃O⁺.
C’est un acide fort, et sa réaction forme partiellement A⁻ et H₃O⁺.

C’est un acide fort, et sa réaction forme totalement A⁻ et H₃O⁺.

Explication

Dans l’eau, un acide de pKa inférieur à 0 est fort et réagit totalement selon AH+H2O→A−+H3O+\mathrm{AH+H_2O\rightarrow A^-+H_3O^+}. La classification comme acide faible correspond au domaine des pKa de 0 à 14, la réaction de base forte concerne une autre espèce, et une réaction partielle contredit le caractère fort.

13. Dans l’eau, une base A−\mathrm{A^-} appartient à un couple dont le pKa vaut 15,115{,}1. Quelle description de son comportement est correcte ?

C’est une base faible, et elle forme partiellement AH et HO⁻.
C’est une base forte, et elle forme partiellement AH et HO⁻.
C’est une base forte, et elle forme totalement AH et HO⁻.
C’est un acide fort, et il forme totalement A⁻ et H₃O⁺.

C’est une base forte, et elle forme totalement AH et HO⁻.

Explication

Une base dont le pKa est supérieur à 14 est forte dans l’eau et réagit totalement selon A−+H2O→AH+HO−\mathrm{A^-+H_2O\rightarrow AH+HO^-}. La catégorie des bases faibles correspond aux pKa de 0 à 14, la réaction d’acide fort concerne un autre couple, et une réaction partielle ne caractérise pas ici une base forte.

14. Un échantillon contient initialement 0,80 mol0{,}80\ \mathrm{mol} d’un acide AHAH. À l’équilibre, on mesure 0,20 mol0{,}20\ \mathrm{mol} de A−A^-. Quelle est la valeur de son coefficient de dissociation α\alpha ?

0,800{,}80
44
0,600{,}60
0,250{,}25

$$0{,}25$$

Explication

Le coefficient est le rapport de la quantité de A−A^- à l’équilibre à la quantité initiale de AHAH : α=0,20/0,80=0,25\alpha=0{,}20/0{,}80=0{,}25. La valeur 44 inverse le rapport, 0,800{,}80 reprend la quantité initiale et 0,600{,}60 correspond à une soustraction.

15. Une base A−A^- est mise en solution et une partie se transforme en sa forme protonée AHAH. Quelle grandeur faut-il rapporter à la quantité initiale de A−A^- pour calculer son coefficient de protonation ?

La quantité initiale de AHAH
La quantité de AHAH à l’équilibre
La quantité de A−A^- à l’équilibre
La quantité totale à l’équilibre

La quantité de $$AH$$ à l’équilibre

Explication

Le coefficient de protonation est le rapport de la quantité de forme protonée AHAH à l’équilibre à la quantité initiale de base A−A^-. La quantité de A−A^- à l’équilibre confond forme initiale et forme protonée, tandis que la quantité initiale de AHAH et la quantité totale ne correspondent pas à la définition.

16. Dans une solution non diluée, l’activité de H3O+\mathrm{H_3O^+} vaut 2,0×10−32{,}0\times10^{-3}. Quelle expression donne correctement son pH ?

log⁡(2,0×10−3)\log(2{,}0\times10^{-3})
−log⁡(2,0×10−3)-\log(2{,}0\times10^{-3})
−log⁡[H3O+]-\log[\mathrm{H_3O^+}]
−2,0×10−3log⁡-2{,}0\times10^{-3}\log

$$-\log(2{,}0\times10^{-3})$$

Explication

Le pH est défini par pH=−log⁡aH3O+\mathrm{pH}=-\log a_{\mathrm{H_3O^+}}, donc il faut employer l’activité donnée. L’expression avec la concentration suppose l’approximation des solutions diluées, le logarithme sans signe négatif inverse le signe, et la dernière expression n’est pas la définition du pH.

17. Pour contrôler rapidement une solution au laboratoire, une technicienne veut d’abord estimer son pH, puis obtenir une mesure précise. Quel choix d’instruments convient à ces deux étapes ?

pH-mètre non étalonné pour l’estimation, puis papier pH pour la précision
pH-mètre pour l’estimation, puis papier pH pour la précision
Papier pH pour les deux mesures, avec une lecture plus détaillée
Papier pH pour l’estimation, puis pH-mètre étalonné pour la précision

Papier pH pour l’estimation, puis pH-mètre étalonné pour la précision

Explication

Le papier pH, mélange d’indicateurs colorés, donne une mesure approximative, tandis qu’un pH-mètre muni d’une électrode de verre combinée étalonnée permet une mesure précise. Attribuer la précision au papier pH confond les rôles, et une mesure précise au pH-mètre exige son étalonnage.

18. Une solution d’acide fort a une concentration initiale C0=10−3 mol L−1C_0=10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}} et l’autoprotolyse de l’eau est négligeable. Quel est son pH ?

2
11
3
−3

3

Explication

Pour un acide fort, pH=−log⁡C0\mathrm{pH}=-\log C_0 ; ainsi, −log⁡(10−3)=3-\log(10^{-3})=3. La valeur 11 vient de la formule d’une base forte, −3 omet le signe négatif et 2 correspondrait à une mauvaise application de la relation d’un acide faible.

19. Un acide faible peu dissocié a pKa=4\mathrm{p}K_a=4 et une concentration initiale C0=10−2 mol L−1C_0=10^{-2}\,\mathrm{mol\,L^{-1}} ; l’autoprotolyse de l’eau est négligeable. Quel pH prévoit la formule correspondante ?

2
3
6
1

3

Explication

Pour un acide faible peu dissocié, pH=12(pKa−log⁡C0)\mathrm{pH}=\frac{1}{2}(\mathrm{p}K_a-\log C_0) ; ici, 12(4−(−2))=3\frac{1}{2}(4-(-2))=3. La valeur 6 oublie le facteur un demi, 1 inverse l’ordre de la différence et 2 applique la relation d’un acide fort.

20. Une solution de base forte a une concentration initiale C0=10−4 mol L−1C_0=10^{-4}\,\mathrm{mol\,L^{-1}} et l’autoprotolyse de l’eau est négligeable. Quel est son pH ?

14
10
4
12

10

Explication

Pour une base forte, pH=14+log⁡C0\mathrm{pH}=14+\log C_0 ; avec C0=10−4C_0=10^{-4}, le pH vaut 14−4=1014-4=10. La valeur 4 utilise la formule de l’acide fort, 18 résulterait de l’oubli du signe de log⁡C0\log C_0 et 12 ne correspond pas à cette concentration.

21. Une base faible peu protonée a pKe=14\mathrm{p}K_e=14, pKa=10\mathrm{p}K_a=10 et C0=10−4 mol L−1C_0=10^{-4}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. Quel pH donne la formule de la base faible ?

14
3
10
4

10

Explication

Pour une base faible peu protonée, pH=12(pKe+pKa+log⁡C0)\mathrm{pH}=\frac{1}{2}(\mathrm{p}K_e+\mathrm{p}K_a+\log C_0) ; ici, 12(14+10−4)=10\frac{1}{2}(14+10-4)=10. La valeur 3 omet pKe\mathrm{p}K_e, 14 traite le logarithme comme positif et 4 correspondrait à la relation d’une base forte.

22. Quel pH caractérise la solution décimolaire S1 d’acide monochloroacétique ?

2,5
3
2
1

2

Explication

La solution S1 décimolaire d’acide monochloroacétique a un pH de 2. La valeur 2,5 est celle de S2 après dilution au dixième, tandis que 1 et 3 ne correspondent pas au pH indiqué pour S1.

23. Après dilution au dixième de la solution S1 d’acide monochloroacétique, quel pH obtient-on pour S2 ?

2,5
3
2
1,5

2,5

Explication

La dilution au dixième de S1 donne une solution S2 dont le pH est 2,5. La valeur 2 conserve le pH initial, 1,5 le fait diminuer et 3 correspondrait à une hausse d’une unité plutôt que de 0,5.

24. Que fournit un diagramme de prédominance pour un couple acido-basique ?

La valeur du pKa en fonction de la concentration totale
La concentration totale en fonction du volume ajouté
Le volume équivalent en fonction du pH
L’espèce majoritaire en fonction du pH

L’espèce majoritaire en fonction du pH

Explication

Un diagramme de prédominance indique quelle espèce d’un couple est majoritaire selon le pH. Le pKa seul, la concentration totale et le volume équivalent ne sont pas les informations qu’il représente.

25. Pour un couple AH/A−\mathrm{AH/A^-} de pKa=6,2\mathrm{p}K_a=6{,}2, quelle espèce prédomine à pH=8,0\mathrm{pH}=8{,}0 ?

AH\mathrm{AH}
Aucune des deux espèces
A−\mathrm{A^-}
Les deux espèces en concentrations égales

$$\mathrm{A^-}$$

Explication

Lorsque le pH est supérieur au pKa, la base conjuguée A−\mathrm{A^-} prédomine. Choisir AH\mathrm{AH} inverse la règle, tandis que des concentrations égales correspondent au pH égal au pKa.

26. Dans un mélange, un acide faible et une base faible coexistent avec leurs formes conjuguées. Quel choix permet d’identifier la réaction prépondérante ?

L’acide et la base présents en plus faible concentration
L’acide le plus fort et la base la plus forte présents
L’acide le plus faible et la base la plus faible présents
L’acide et la base de la réaction la moins favorable

L’acide le plus fort et la base la plus forte présents

Explication

La réaction prépondérante met en jeu l’acide le plus fort et la base la plus forte présents, et correspond à la plus grande constante d’équilibre avec les concentrations initiales majoritaires. Le choix des espèces les plus faibles ou minoritaires ne respecte pas ce critère.

27. Dans un mélange, les domaines de prédominance de A1\mathrm{A_1} et B2\mathrm{B_2} sont disjoints, et la réaction entre ces espèces a K∘=3×105K^\circ=3\times10^5. Comment qualifier cette réaction ?

Elle est favorisée et totale
Elle est favorisée mais non totale
Elle n’est pas favorisée mais elle est totale
Elle n’est ni favorisée ni totale

Elle est favorisée et totale

Explication

Des domaines de prédominance disjoints pour A1\mathrm{A_1} et B2\mathrm{B_2} rendent leur réaction favorisée; elle est dite totale si K∘>104K^\circ>10^4. Un recouvrement des domaines ou une constante sous le seuil mènerait à une autre conclusion.

28. À quelle condition l’équivalence d’un dosage acido-basique est-elle atteinte ?

Le pH du mélange est égal à 7
Le titrant est présent en excès après la réaction
Les deux solutions ont la même concentration
Les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques

Les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques

Explication

L’équivalence correspond au mélange des réactifs dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage. Un excès de titrant indique que l’équivalence est dépassée, et elle n’impose ni concentrations égales ni pH égal à 7.

29. Lors d’un dosage acido-basique, quelle condition doit être remplie par la réaction de dosage et quel bilan s’applique à l’équivalence ?

La réaction est rapide et totale; les concentrations de H3O+\mathrm{H_3O^+} et HO−\mathrm{HO^-} sont égales
La réaction est rapide et totale; la quantité libérable de H3O+\mathrm{H_3O^+} est supérieure à celle de HO−\mathrm{HO^-}
La réaction est lente et totale; les quantités libérables de H3O+\mathrm{H_3O^+} et HO−\mathrm{HO^-} sont égales
La réaction est rapide et totale; les quantités libérables de H3O+\mathrm{H_3O^+} et HO−\mathrm{HO^-} sont égales

La réaction est rapide et totale; les quantités libérables de $$\mathrm{H_3O^+}$$ et $$\mathrm{HO^-}$$ sont égales

Explication

Une réaction de dosage doit être rapide et totale; à l’équivalence, les quantités de matière de H3O+\mathrm{H_3O^+} et de HO−\mathrm{HO^-} libérables par l’acide et la base sont égales. L’équivalence porte sur ces quantités, pas sur leurs concentrations.

30. On dose séparément des solutions de monoacides de forces différentes, avec la même concentration et le même volume initial, par une base forte de même concentration. Si le pKa de l’acide augmente, quelle évolution observe-t-on ?

Le volume équivalent reste le même et le saut de pH augmente
Le volume équivalent augmente et le saut de pH diminue
Le volume équivalent reste le même et le saut de pH diminue
Le volume équivalent diminue et le saut de pH augmente

Le volume équivalent reste le même et le saut de pH diminue

Explication

À concentrations et volume initial d’acide identiques, le volume équivalent ne dépend pas de la force de l’acide, tandis que le saut de pH diminue lorsque le pKa augmente. Un saut accru inverse cette relation, et un changement du volume équivalent confond force et quantité initiale d’acide.

31. On dose 25,0 mL25{,}0\ \mathrm{mL} d’un monoacide fort de concentration 0,080 mol L−10{,}080\ \mathrm{mol\,L^{-1}} par une monobase forte de concentration 0,100 mol L−10{,}100\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quel est le volume équivalent ?

20,0 mL20{,}0\ \mathrm{mL}
31,3 mL31{,}3\ \mathrm{mL}
8,00 mL8{,}00\ \mathrm{mL}
45,0 mL45{,}0\ \mathrm{mL}

$$20{,}0\ \mathrm{mL}$$

Explication

À l’équivalence, CaVa=CbVeqC_aV_a=C_bV_{\mathrm{eq}}, donc Veq=0,080×25,0/0,100=20,0 mLV_{\mathrm{eq}}=0{,}080\times25{,}0/0{,}100=20{,}0\ \mathrm{mL}. Inverser les concentrations donne environ 31,3 mL31{,}3\ \mathrm{mL}; multiplier les concentrations ou additionner les volumes ne respecte pas la relation stœchiométrique.

32. Quelle description caractérise un indicateur coloré utilisé en dosage acido-basique ?

Une base faible dont la couleur dépend uniquement de sa concentration totale
Un acide faible ou une base faible dont les deux formes d’un couple conjugué ont des couleurs différentes
Un acide fort dont la forme protonée et la forme déprotonée ont la même couleur
Deux molécules organiques indépendantes qui changent simultanément de couleur

Un acide faible ou une base faible dont les deux formes d’un couple conjugué ont des couleurs différentes

Explication

Un indicateur coloré est un acide faible ou une base faible appartenant à un couple dont les deux formes ont des couleurs différentes. L’acide fort confond la force de l’espèce avec celle d’un indicateur, les molécules indépendantes omettent le couple conjugué et la concentration totale ne définit pas ce changement de couleur.

33. Un indicateur possède un pKa,ind\mathrm{p}K_{a,\mathrm{ind}} de 5,25,2. Quel intervalle correspond généralement à sa zone de virage ?

De 4,74,7 à 5,75,7
De 3,23,2 à 7,27,2
De 6,26,2 à 4,24,2
De 4,24,2 à 6,26,2

De $$4,2$$ à $$6,2$$

Explication

La zone de virage s’étend généralement de pKa,ind−1\mathrm{p}K_{a,\mathrm{ind}}-1 à pKa,ind+1\mathrm{p}K_{a,\mathrm{ind}}+1 ; avec 5,25,2, cela donne 4,24,2 à 6,26,2. La marge de 0,50,5 est trop étroite, l’intervalle élargi double à tort la marge et les bornes inversées ne forment pas l’intervalle attendu.

34. Pour un dosage dont le pH à l’équivalence est 8,18,1, quel indicateur de pKa 9,09,0 convient selon le critère de choix ?

Il ne convient pas, car 8,18,1 est inférieur au pKa de l’indicateur
Il ne convient pas, car sa zone de virage s’arrête à 7,67,6
Il convient, car 8,18,1 appartient à l’intervalle [8,0;10,0][8,0;10,0]
Il ne convient pas, car le pH d’équivalence doit être égal à 9,09,0

Il convient, car $$8,1$$ appartient à l’intervalle $$[8,0;10,0]$$

Explication

Un indicateur convient lorsque le pH à l’équivalence appartient à sa zone, ici de 9,0−1=8,09,0-1=8,0 à 9,0+1=10,09,0+1=10,0. Comparer au seul pKa néglige la zone, la borne 7,67,6 ne correspond pas à cet indicateur, et le critère n’impose pas une égalité exacte au pKa.

35. Après une faible dilution et l’ajout modéré d’une base forte, quelle solution devrait le mieux conserver un pH presque inchangé ?

Une solution de sel neutre seul, sans couple acide-base faible
Une solution d’acide fort seule, diluée dans l’eau
Une solution d’acide faible seule, sans base conjuguée
Un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée en quantités proches

Un mélange d’acide faible et de sa base conjuguée en quantités proches

Explication

Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée en quantités égales ou proches ; son pH varie faiblement lors d’une faible dilution ou d’un ajout modéré d’acide ou de base forte. Un acide fort seul n’est pas le couple tampon, la neutralité initiale ne suffit pas et l’acide faible seul ne comporte pas sa base conjuguée.

36. Dans une solution tampon, pKa=4,8\mathrm{p}K_a=4,8 et [A−]eˊq/[AH]eˊq=10[A^-]_{\mathrm{éq}}/[AH]_{\mathrm{éq}}=10. Quel est son pH ?

5,85,8
14,814,8
3,83,8
0,680,68

$$5,8$$

Explication

La relation donne pH=4,8+log⁡(10)=4,8+1=5,8\mathrm{pH}=4,8+\log(10)=4,8+1=5,8. Inverser le rapport donne 3,83,8, ajouter directement 1010 conduit à une valeur démesurée, et prendre log⁡(4,8)\log(4,8) ne respecte pas la formule.

37. Deux solutions tampons ont le même acide faible : dans laquelle le pouvoir tampon est-il maximal ?

Dans celle où la concentration d’acide est dix fois celle de la base
Dans celle où pH=pKa\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a et les concentrations d’acide et de base sont égales
Dans celle où le pH est le plus élevé, quelle que soit la composition
Dans celle où la concentration de base est dix fois celle de l’acide

Dans celle où $$\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a$$ et les concentrations d’acide et de base sont égales

Explication

Le pouvoir tampon est maximal lorsque pH=pKa\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a, ce qui correspond à des concentrations égales d’acide et de base conjuguée. Une prédominance de la base ou de l’acide rompt cette égalité, et un pH élevé à lui seul ne détermine pas le pouvoir tampon.

38. Lors du dosage d’un acide faible par une base forte, que peut-on conclure au volume de demi-équivalence ?

Le pH est indépendant de pKa\mathrm{p}K_a et les concentrations sont inégales
L’acide est entièrement neutralisé, avec [A−][A^-] très supérieur à [AH][AH]
La solution est tampon, avec pH=pKa\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a et [A−]=[AH][A^-]=[AH]
La solution contient essentiellement l’acide initial, avec [AH][AH] très supérieur à [A−][A^-]

La solution est tampon, avec $$\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a$$ et $$[A^-]=[AH]$$

Explication

À la demi-équivalence, la solution constitue un tampon où les quantités d’acide et de base conjuguée sont égales ; la relation de pH donne alors pH=pKa\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a. L’équivalence complète intervient à un autre volume, tandis que les situations de prédominance ne décrivent pas la demi-équivalence.

39. Une solution d’acide fort a une concentration initiale de 2,0×10−3 mol L−12{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}, et l’autodissociation de l’eau est négligeable. Quel pH prévoit la relation applicable à cet acide ?

2,702{,}70
3,003{,}00
−2,70-2{,}70
2,302{,}30

$$2{,}70$$

Explication

Pour un acide fort dans ces conditions, pH=−log⁡C0\mathrm{pH}=-\log C_0; ainsi, −log⁡(2,0×10−3)≈2,70-\log(2{,}0\times10^{-3})\approx2{,}70. La valeur −2,70-2{,}70 inverse le signe, 3,003{,}00 néglige le facteur 2 de la concentration et 2,302{,}30 correspond à une autre transformation de la concentration.

40. Deux acides faibles ont respectivement un pKa\mathrm{p}K_a de 4,54{,}5 pour A₂H et de 22 pour A₅H. Lequel est le plus fort en solution aqueuse ?

A₅H, car son pKa\mathrm{p}K_a est plus petit
Aucun des deux, car leur pKa\mathrm{p}K_a est positif
A₂H et A₅H ont la même force
A₂H, car son pKa\mathrm{p}K_a est plus grand

A₅H, car son $$\mathrm{p}K_a$$ est plus petit

Explication

Un acide est d’autant plus fort que son pKa\mathrm{p}K_a est petit; A₅H, de pKa=2\mathrm{p}K_a=2, est donc plus fort qu’A₂H. Choisir A₂H inverse le critère, leur attribuer la même force ignore la différence de pKa\mathrm{p}K_a, et un pKa\mathrm{p}K_a positif n’empêche pas un acide d’être faible.

41. Lors de la dissociation de l’acide formique dans l’eau, quels produits apparaissent ?

L’ion méthylate et l’ion oxonium
L’ion formiate et l’ion oxonium
L’ion formiate et une molécule d’hydrogène
L’ion formiate et l’ion hydroxyde

L’ion formiate et l’ion oxonium

Explication

L’acide formique cède un proton à l’eau selon HCOOH+H2O⇌HCOO−+H3O+\mathrm{HCOOH+H_2O\rightleftharpoons HCOO^-+H_3O^+}, ce qui produit l’ion formiate et l’ion oxonium. L’ion hydroxyde correspond à une autre transformation de l’eau, l’ion méthylate n’est pas le conjugué de l’acide formique, et du dihydrogène n’est pas formé dans cette dissociation.

42. Une solution d’acide faible a pKa=4,0\mathrm{p}K_a=4{,}0 et une concentration initiale de 1,0×10−2 mol L−11{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quel pH obtient-on avec la relation approchée pour un acide faible ?

6,06{,}0
1,01{,}0
2,02{,}0
3,03{,}0

$$3{,}0$$

Explication

La relation est pH=12(pKa−log⁡C0)\mathrm{pH}=\frac{1}{2}(\mathrm{p}K_a-\log C_0). Ici, log⁡(10−2)=−2\log(10^{-2})=-2, donc pH=12(4−(−2))=3,0\mathrm{pH}=\frac{1}{2}(4-(-2))=3{,}0; 6,06{,}0 omet le facteur un demi, tandis que les autres résultats résultent d’un mauvais signe ou de la relation d’un acide fort.

43. Au départ, un échantillon contient 1,5 mol1{,}5\ \mathrm{mol} d’acide; à l’équilibre, il en reste 0,55 mol0{,}55\ \mathrm{mol} sous forme non dissociée. Quelle expression donne le coefficient de dissociation α\alpha ?

1,5−0,550,55\frac{1{,}5-0{,}55}{0{,}55}
0,551,5\frac{0{,}55}{1{,}5}
1,51,5−0,55\frac{1{,}5}{1{,}5-0{,}55}
1,5−0,551,5\frac{1{,}5-0{,}55}{1{,}5}

$$\frac{1{,}5-0{,}55}{1{,}5}$$

Explication

Le coefficient α\alpha est la quantité dissociée à l’équilibre divisée par la quantité initiale. La quantité dissociée vaut 1,5−0,551{,}5-0{,}55 mol, d’où α=1,5−0,551,5\alpha=\frac{1{,}5-0{,}55}{1{,}5}; les autres expressions prennent la quantité non dissociée ou restante comme numérateur ou dénominateur inadéquat.

44. On prépare deux solutions du même acide faible, l’une plus diluée que l’autre. Quelle évolution de la dissociation est attendue dans la solution la plus diluée ?

L’acide tend à être totalement dissocié.
L’acide tend à se dissocier moins.
La dissociation tend à rester inchangée.
L’acide tend à se dissocier davantage.

L’acide tend à se dissocier davantage.

Explication

La dilution favorise la dissociation d’un acide faible : plus il est dilué, plus il tend à se dissocier. Une diminution ou une absence de changement inverse ou ignore cette tendance, tandis qu’une dissociation totale assimile à tort le comportement de l’acide faible à celui d’un acide fort.

45. Pour la réaction CH3COOH+NH3⇌CH3COO−+NH4+\mathrm{CH_3COOH + NH_3 \rightleftharpoons CH_3COO^- + NH_4^+}, on estime la constante d’équilibre à environ 104,4510^{4,45} et les domaines de prédominance des réactifs et des produits sont disjoints. Quelle conclusion en tire-t-on ?

La réaction est favorisée dans le sens direct.
Les réactifs et les produits coexistent sans déplacement marqué.
La réaction est défavorisée dans le sens direct.
La réaction est favorisée dans le sens indirect.

La réaction est favorisée dans le sens direct.

Explication

Les domaines disjoints et une constante très supérieure à 1 indiquent que la réaction directe est favorisée. La coexistence sans déplacement correspond à des domaines joints, tandis que la défaveur caractérise ici la réaction inverse.

46. Dans un milieu où les espèces majoritaires sont CH3COO−\mathrm{CH_3COO^-} et NH4+\mathrm{NH_4^+}, on considère la réaction CH3COO−+NH4+⇌CH3COOH+NH3\mathrm{CH_3COO^- + NH_4^+ \rightleftharpoons CH_3COOH + NH_3}. Les domaines de prédominance sont joints et la constante d’équilibre est inférieure à 1. Quel comportement est attendu ?

La réaction est défavorisée et les produits deviennent majoritaires.
La réaction est défavorisée et les espèces peuvent coexister.
La réaction est favorisée et les réactifs deviennent majoritaires.
La réaction est favorisée et les espèces peuvent coexister.

La réaction est défavorisée et les espèces peuvent coexister.

Explication

Des domaines joints permettent la coexistence des espèces, et une constante inférieure à 1 indique que la réaction écrite est défavorisée. Interpréter les domaines joints comme un déplacement favorisé ou inverser le sens associé à la constante conduit aux autres conclusions.

47. Lors du dosage d’un diacide par la soude, ses deux valeurs de pKapK_a sont 3,0 et 7,6. Combien de sauts observe-t-on sur la courbe de dosage ?

Un seul saut, car un diacide donne un saut par proton.
Deux sauts, car l’écart de 4,6 est inférieur à 4.
Deux sauts, car l’écart de 4,6 dépasse 4.
Un seul saut, car l’écart de 4,6 dépasse 4.

Deux sauts, car l’écart de 4,6 dépasse 4.

Explication

L’écart vaut 7,6−3,0=4,67,6-3,0=4,6 ; comme il dépasse 4, les deux sauts sont distincts. La règle d’un seul saut s’applique à un écart inférieur à 4, et le nombre de protons ne suffit pas à déterminer combien de sauts sont séparés.

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Mémorisez les réponses avec 88 flashcards sur Acides et bases en solution.

Qu’est-ce qu’un acide de Brønsted selon Brönsted-Lowry ?

Une espèce susceptible de libérer un ou plusieurs protons.

Qu’est-ce qu’une base de Brønsted selon Brönsted-Lowry ?

Une espèce susceptible de capter un ou plusieurs protons.

Comment s’écrit le couple acide-base associé à AH et A⁻ ?

AH/A⁻.

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