QCM : Acides et bases en solution (11 questions)

Question 1

1. Pour la réaction $2A+B\rightleftharpoons C+3D$ , quelle expression du quotient de réaction utilise les activités des espèces ?

Q_r=\frac{a(A)^2a(B)}{a(C)a(D)^3}

Q_r=\frac{a(C)a(D)}{a(A)a(B)}

Q_r=\frac{a(C)a(D)^3}{a(A)^2a(B)}

Q_r=\frac{a(C)a(D)^3}{a(A)a(B)^2}

Explication

Les activités des produits figurent au numérateur et celles des réactifs au dénominateur, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique. Omettre les exposants, inverser la fraction ou modifier l’exposant de B ne respecte pas cette règle.

Answer

$$Q_r=\frac{a(C)a(D)^3}{a(A)^2a(B)}$$

Question 2

2. Une réaction est étudiée à température fixée dans deux expériences menées avec des concentrations initiales différentes. Quelle propriété de sa constante d’équilibre K doit-on prévoir ?

Des valeurs de K fixées par les concentrations initiales

La même valeur de K dans les deux expériences

Des valeurs de K différentes selon la composition finale

Des valeurs de K égales aux quotients initiaux

Explication

À température fixée, K est indépendant des conditions initiales et correspond au quotient de réaction à l’équilibre. Le quotient initial peut différer de K, et la composition finale ne rend pas K dépendante des conditions de départ.

Answer

La même valeur de K dans les deux expériences

Question 3

3. Pour la réaction $HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$ en solution aqueuse, quelle expression permet de calculer $K_a$ à l’équilibre ?

K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[HA]_{eq}}

K_a=\frac{[HA]_{eq}}{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}

K_a=\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}

K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[HA]_{eq}[H_2O]_{eq}}

Explication

En solution aqueuse, l’eau est le solvant et son activité vaut 1 ; l’expression de $K_a$ contient donc les concentrations à l’équilibre de $A^-$ et de $H_3O^+$ au numérateur, et celle de $HA$ au dénominateur. Inclure l’eau, inverser le rapport ou omettre l’ion oxonium conduit à une expression incorrecte.

Answer

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

Question 4

4. Un couple acide-base possède un $pK_a$ égal à 4. Quelle valeur de $K_a$ lui correspond ?

-4

4

10^4

10^{-4}

Explication

La relation $K_a=10^{-pK_a}$ donne, pour $pK_a=4$ , $K_a=10^{-4}$ . L’exposant positif inverse la relation, tandis que $-4$ et $4$ ne sont pas les valeurs de la constante.

Answer

$$10^{-4}$$

Question 5

5. Que signifie un pKa faible pour un acide, comparé à un autre acide ?

Il indique une dissociation plus faible, associée à un Ka plus petit.

Il indique une base conjuguée plus forte, associée à un Ka plus grand.

Il correspond à un acide plus faible, associé à un Ka plus petit.

Il correspond à un acide plus fort, associé à un Ka plus grand.

Explication

Un pKa faible correspond à un Ka plus grand, ce qui caractérise un acide plus fort. Un Ka plus petit signale au contraire un acide plus faible.

Answer

Il correspond à un acide plus fort, associé à un Ka plus grand.

Question 6

6. Pour un acide faible de concentration initiale $C_0$ , quelle relation relie sa constante d’acidité $K_a$ à son coefficient de dissociation $\alpha$ ?

K_a=\frac{\alpha^2 C_0}{1-\alpha}

K_a=\frac{(1-\alpha)^2 C_0}{\alpha}

K_a=\frac{\alpha C_0}{1-\alpha^2}

K_a=\frac{\alpha^2}{C_0(1-\alpha)}

Explication

Cette relation associe la constante d’acidité, la concentration initiale et la fraction d’acide dissociée à l’équilibre. L’expression avec $\alpha$ au dénominateur correspondrait à une dépendance différente de celle donnée pour un acide faible.

Answer

$$K_a=\frac{\alpha^2 C_0}{1-\alpha}$$

Question 7

7. Quel est le rôle de la constante d’équilibre dans l’étude d’une réaction acido-basique ?

Elle mesure la vitesse à laquelle les ions se rencontrent en solution.

Elle indique la quantité d’acide présente avant le début de la réaction.

Elle permet de prévoir l’avancement de la réaction en la comparant au quotient réactionnel initial.

Elle donne directement le pH final à partir des concentrations initiales.

Explication

La comparaison de la constante d’équilibre avec le quotient réactionnel initial permet de prévoir le sens d’évolution et l’avancement de la réaction. La constante ne fournit pas directement le pH final, qui dépend de la composition à l’équilibre.

Answer

Elle permet de prévoir l’avancement de la réaction en la comparant au quotient réactionnel initial.

Question 8

8. En quoi la comparaison de $Q_{r,i}$ et de $K$ permet-elle de distinguer un système qui évolue spontanément d’un système déjà à l’équilibre ?

Si

Q_{r,i}<K

, l’évolution est directe ; si

Q_{r,i}=K

, le système est à l’équilibre.

Si

Q_{r,i}<K

, l’évolution est inverse ; si

Q_{r,i}=K

, le système est à l’équilibre.

Si

Q_{r,i}>K

, l’évolution est directe ; si

Q_{r,i}=K

, le système évolue dans le sens inverse.

Si

Q_{r,i}=K

, l’évolution est directe ; si

Q_{r,i}>K

, le système reste à l’équilibre.

Explication

Lorsque le quotient initial est inférieur à la constante d’équilibre, le système évolue dans le sens direct, tandis que l’égalité indique que l’équilibre est déjà atteint. Un quotient supérieur à $K$ conduit plutôt à une évolution dans le sens inverse.

Answer

Si $$Q_{r,i}<K$$, l’évolution est directe ; si $$Q_{r,i}=K$$, le système est à l’équilibre.

Question 9

9. Dans un couple acide-base, quel effet une augmentation du rapport $\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ produit-elle sur le pH selon la relation de Henderson-Hasselbalch ?

Elle laisse le pH inchangé, car le rapport ne modifie pas le

pK_a

.

Elle diminue le pH, car la concentration de la forme acide devient relativement plus faible.

Elle augmente le pH, car le logarithme du rapport devient plus grand.

Elle fait varier le pH dans le même sens que le

pK_a

, indépendamment du rapport.

Explication

Dans la relation de Henderson-Hasselbalch, le logarithme du rapport entre la forme basique et la forme acide s’ajoute au $pK_a$ ; un rapport plus élevé accroît donc le pH. Une baisse de la forme acide relativement à la forme basique renforce plutôt le terme logarithmique positif que de faire diminuer le pH.

Answer

Elle augmente le pH, car le logarithme du rapport devient plus grand.

Question 10

10. Pour estimer le pH d’une solution d’acide fort de concentration initiale $C_a=10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle démarche faut-il appliquer ?

Utiliser le

pK_a

de l’acide, sans tenir compte de

C_a

.

Calculer

-\log C_a

, ce qui donne un pH de 3.

Calculer

-\log(C_a/2)

, car l’acide se dissocie à moitié.

Calculer

14+\log C_a

, ce qui donne un pH de 11.

Explication

Pour un acide fort, on estime le pH par $pH=-\log C_a$ ; avec cette concentration, le résultat est 3. La formule $14+\log C_a$ s’applique à une base forte, et non à un acide.

Answer

Calculer $$-\log C_a$$, ce qui donne un pH de 3.

Question 11

11. Quelles caractéristiques décrivent l’état d’un système chimique à l’équilibre lors d’une transformation non totale ?

Les réactifs et les produits coexistent, leurs concentrations restent constantes et les réactions directe et inverse ont la même vitesse.

Les réactifs et les produits coexistent, mais leurs concentrations continuent d’évoluer à des vitesses différentes.

Les produits ont disparu, les réactifs restent présents et les réactions directe et inverse ont la même vitesse.

Les réactifs ont disparu, les produits restent présents et la réaction directe s’est arrêtée.

Explication

À l’équilibre d’une transformation non totale, réactifs et produits coexistent et les concentrations ne varient plus, car les réactions se déroulent à la même vitesse dans les deux sens. La présence de concentrations constantes ne signifie pas que la réaction directe s’est arrêtée : l’équilibre est dynamique.

Answer

Les réactifs et les produits coexistent, leurs concentrations restent constantes et les réactions directe et inverse ont la même vitesse.

QCM : Acides et bases en solution (11 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Pour la réaction $2A+B\rightleftharpoons C+3D$ , quelle expression du quotient de réaction utilise les activités des espèces ?

2. Une réaction est étudiée à température fixée dans deux expériences menées avec des concentrations initiales différentes. Quelle propriété de sa constante d’équilibre K doit-on prévoir ?

3. Pour la réaction $HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$ en solution aqueuse, quelle expression permet de calculer $K_a$ à l’équilibre ?

4. Un couple acide-base possède un $pK_a$ égal à 4. Quelle valeur de $K_a$ lui correspond ?

5. Que signifie un pKa faible pour un acide, comparé à un autre acide ?

6. Pour un acide faible de concentration initiale $C_0$ , quelle relation relie sa constante d’acidité $K_a$ à son coefficient de dissociation $\alpha$ ?

7. Quel est le rôle de la constante d’équilibre dans l’étude d’une réaction acido-basique ?

8. En quoi la comparaison de $Q_{r,i}$ et de $K$ permet-elle de distinguer un système qui évolue spontanément d’un système déjà à l’équilibre ?

9. Dans un couple acide-base, quel effet une augmentation du rapport $\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ produit-elle sur le pH selon la relation de Henderson-Hasselbalch ?

10. Pour estimer le pH d’une solution d’acide fort de concentration initiale $C_a=10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle démarche faut-il appliquer ?

11. Quelles caractéristiques décrivent l’état d’un système chimique à l’équilibre lors d’une transformation non totale ?

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QCM : Acides et bases en solution (11 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Pour la réaction 2A+B⇌C+3D2A+B\rightleftharpoons C+3D2A+B⇌C+3D, quelle expression du quotient de réaction utilise les activités des espèces ?

2. Une réaction est étudiée à température fixée dans deux expériences menées avec des concentrations initiales différentes. Quelle propriété de sa constante d’équilibre K doit-on prévoir ?

3. Pour la réaction HA+H2O⇌A−+H3O+HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+HA+H2​O⇌A−+H3​O+ en solution aqueuse, quelle expression permet de calculer KaK_aKa​ à l’équilibre ?

4. Un couple acide-base possède un pKapK_apKa​ égal à 4. Quelle valeur de KaK_aKa​ lui correspond ?

5. Que signifie un pKa faible pour un acide, comparé à un autre acide ?

6. Pour un acide faible de concentration initiale C0C_0C0​, quelle relation relie sa constante d’acidité KaK_aKa​ à son coefficient de dissociation α\alphaα ?

7. Quel est le rôle de la constante d’équilibre dans l’étude d’une réaction acido-basique ?

8. En quoi la comparaison de Qr,iQ_{r,i}Qr,i​ et de KKK permet-elle de distinguer un système qui évolue spontanément d’un système déjà à l’équilibre ?

9. Dans un couple acide-base, quel effet une augmentation du rapport [A−]eq[AH]eq\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}[AH]eq​[A−]eq​​ produit-elle sur le pH selon la relation de Henderson-Hasselbalch ?

10. Pour estimer le pH d’une solution d’acide fort de concentration initiale Ca=10−3 mol L−1C_a=10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}Ca​=10−3 molL−1, quelle démarche faut-il appliquer ?

11. Quelles caractéristiques décrivent l’état d’un système chimique à l’équilibre lors d’une transformation non totale ?

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1. Pour la réaction $2A+B\rightleftharpoons C+3D$ , quelle expression du quotient de réaction utilise les activités des espèces ?

3. Pour la réaction $HA+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+$ en solution aqueuse, quelle expression permet de calculer $K_a$ à l’équilibre ?

4. Un couple acide-base possède un $pK_a$ égal à 4. Quelle valeur de $K_a$ lui correspond ?

6. Pour un acide faible de concentration initiale $C_0$ , quelle relation relie sa constante d’acidité $K_a$ à son coefficient de dissociation $\alpha$ ?

8. En quoi la comparaison de $Q_{r,i}$ et de $K$ permet-elle de distinguer un système qui évolue spontanément d’un système déjà à l’équilibre ?

9. Dans un couple acide-base, quel effet une augmentation du rapport $\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ produit-elle sur le pH selon la relation de Henderson-Hasselbalch ?

10. Pour estimer le pH d’une solution d’acide fort de concentration initiale $C_a=10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle démarche faut-il appliquer ?