$$2\,\mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+}+\mathrm{HO^-}$$
Explication
Lors de l’autoprotolyse, deux molécules d’eau réagissent pour former un ion oxonium et un ion hydroxyde, dans une réaction limitée. L’écriture avec un proton libre et un ion hydroxyde ne représente pas cette équation de transfert entre molécules d’eau.
Elle est acide, puisque son pH est inférieur à 7.
Explication
À 25 °C, une solution est acide lorsque son pH est inférieur à 7; un pH de 5 satisfait cette condition. Une solution neutre a un pH égal à 7, et non simplement inférieur à 7.
Un acide cède un proton H⁺ et une base capte un proton H⁺.
Explication
Dans la théorie de Brønsted–Lowry, l’acide est le donneur de proton et la base son accepteur. L’inversion des rôles correspond à la confusion la plus courante entre les deux définitions.
Elle est un ampholyte, acide dans un couple et base dans un autre.
Explication
Un ampholyte peut jouer le rôle d’acide dans un couple et celui de base dans un autre, donc céder ou capter un proton. Une espèce limitée au rôle d’acide ne peut pas également capter le proton comme une base.
Le rapport à l’équilibre entre les concentrations de $$H_3O^+$$ et de $$A^-$$, et celle de $$AH$$
Explication
caractérise l’équilibre de dissociation de l’acide et s’écrit comme le produit des concentrations de et de divisé par celle de . Le rapport des concentrations initiales ne définit pas cette constante d’équilibre.
$$\mathrm{pH}=-\log c$$
Explication
Dans l’intervalle de concentration indiqué, le calcul simplifié pour un acide fort donne . La relation concerne une base forte apportée sous forme d’ions HO⁻.
Repérer les réactifs dont l’association favorise le transfert de proton.
Explication
La règle du gamma permet de prévoir qu’une réaction est favorisée entre l’acide de plus petit pKa et la base de plus grand pKa. Le calcul des proportions stœchiométriques relève plutôt de l’analyse d’une réaction de titrage.
Les concentrations de AH et de A⁻ sont égales, et le pH vaut le pKa.
Explication
À la demi-équivalence, l’acide faible restant et sa base conjuguée sont en concentrations égales, ce qui implique pH = pKa. La valeur pH = 7 caractérise l’équivalence d’un titrage acide fort/base forte, pas la demi-équivalence considérée ici.
La demi-neutralisation fait réagir partiellement un acide faible avec une base forte, tandis que le mélange direct associe l’acide faible et sa base conjuguée.
Explication
Lors d’une demi-neutralisation, une base forte transforme une partie de l’acide faible en sa base conjuguée; le mélange direct réunit les deux formes conjuguées déjà disponibles. La dilution seule, contrairement à la demi-neutralisation, n’est pas l’une des méthodes de préparation indiquées.
$$K_{a1}>K_{a2}$$, car l’espèce chargée $$\mathrm{HA^-}$$ cède moins facilement son proton
Explication
La première dissociation laisse une espèce chargée négativement, dont il est plus difficile d’arracher un proton, d’où . L’idée que la charge négative faciliterait la dissociation suivante inverse la difficulté décrite.
Parce que l’acide cède un proton et que la base de l’autre couple le capte.
Explication
Dans le modèle de Brønsted–Lowry, l’acide donne un proton et la base l’accepte, ce qui transforme chaque espèce en sa forme conjuguée. Le transfert d’un doublet électronique relève de la définition de Lewis et ne décrit pas directement le critère de Brønsted demandé ici.
Mémorisez les réponses avec 10 flashcards sur Acides et bases en solution aqueuse.
Selon Brønsted–Lowry (1923), que fait un acide ?
Il donne un proton H⁺.
Quelle réaction limitée décrit l’autoprotolyse de l’eau ?
Quelle valeur prend le produit ionique de l’eau à 25 °C ?
Consultez la fiche de révision complète sur Acides et bases en solution aqueuse.
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