QCM : Calculs et démonstrations du pH — 17 questions

Question 1

1. Une solution contient un acide fort de concentration $C_a=1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression permet de déterminer son pH ?

pH=pK_a+\log C_a

pH=-\log C_a

pH=14+\log C_a

pH=-\log(14+C_a)

Explication

Pour un acide fort, le pH se calcule par $pH=-\log C_a$ . L’expression $14+\log C_b$ correspond à une base forte et ne convient donc pas ici.

Answer

$$pH=-\log C_a$$

Question 2

2. Quelle relation donne le pH d’une solution contenant une base forte de concentration $C_b$ ?

pH=14+\log C_b

pH=14-\log C_b

pH=pK_a+\log C_b

pH=-\log C_b

Explication

Pour une base forte, la relation utilisée est $pH=14+\log C_b$ . La formule $-\log C_b$ est celle employée pour un acide fort, ce qui constitue une confusion fréquente.

Answer

$$pH=14+\log C_b$$

Question 3

3. Pour le couple acide/base $AH/A^-$ , que devient le pH lorsque la concentration de $A^-$ augmente tandis que celle de $AH$ reste constante ?

Le pH reste égal à

pK_a

, quelle que soit la concentration de

A^-

.

Le pH augmente selon

pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}

.

Le pH devient égal à

-\log[A^-]

, indépendamment de

[AH]

.

Le pH diminue selon

pH=pK_a-\log\frac{[A^-]}{[AH]}

.

Explication

La relation de Henderson–Hasselbalch est $pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}$ ; augmenter le rapport base sur acide augmente donc le pH. La relation proposée avec un signe négatif inverse à tort l’effet de ce rapport.

Answer

Le pH augmente selon $$pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}$$.

Question 4

4. Quelle équation représente l’autoprotolyse de l’eau ?

2H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+OH^-(aq)

H_2O(l)+AH(aq)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+A^-(aq)

H_2O(l)\rightarrow H^+(aq)+OH^-(aq)

H_3O^+(aq)+OH^-(aq)\rightarrow 2H_2O(l)

Explication

L’autoprotolyse met en jeu deux molécules d’eau, dont l’une cède un proton à l’autre pour former $H_3O^+$ et $OH^-$ . La dernière équation décrit plutôt la réaction d’un acide avec l’eau.

Answer

$$2H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+OH^-(aq)$$

Question 5

5. Pourquoi l’eau est-elle qualifiée d’amphotère ?

Elle possède une charge positive dans les réactions avec les bases.

Elle peut produire des ions sans participer à une réaction acide-base.

Elle peut donner un proton comme un acide et en capter un comme une base.

Elle peut capter un proton comme un acide et en donner un comme une base.

Explication

Une espèce amphotère peut se comporter comme un acide en donnant un proton ou comme une base en captant un proton. L’eau possède donc deux rôles acide-base possibles, contrairement à une espèce limitée à un seul rôle.

Answer

Elle peut donner un proton comme un acide et en capter un comme une base.

Question 6

6. À $25\,°\mathrm{C}$ , quelle valeur correspond à la constante de dissociation de l’eau $K_e$ ?

K_e=-\log([H^+][OH^-])=14

K_e=[H^+]+[OH^-]=10^{-14}

K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}

K_e=\frac{[H^+]}{[OH^-]}=14

Explication

À $25\,°\mathrm{C}$ , la constante d’équilibre de l’eau est le produit $K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}$ . La valeur 14 correspond à $pK_e$ , qui est l’opposé logarithmique de $K_e$ .

Answer

$$K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}$$

Question 7

7. Quelle relation et quelle valeur caractérisent $pK_e$ de l’eau à $25\,°\mathrm{C}$ ?

pK_e=\log(K_e)=-14

pK_e=[H^+][OH^-]=14

pK_e=K_e=10^{-14}

pK_e=-\log(K_e)=14

Explication

Par définition, $pK_e=-\log(K_e)$ ; avec $K_e=10^{-14}$ à $25\,°\mathrm{C}$ , on obtient $pK_e=14$ . Confondre $pK_e$ avec $K_e$ conduit à attribuer à la constante une valeur logarithmique.

Answer

$$pK_e=-\log(K_e)=14$$

Question 8

8. Une solution aqueuse présente $pOH=5$ à $25\,°\mathrm{C}$ . Quel est son pH ?

pH=14

pH=5

pH=9

pH=-9

Explication

À $25\,°\mathrm{C}$ , la relation $pH+pOH=14$ donne $pH=14-5=9$ . Le pH n’est égal au pOH que dans le cas particulier où chacun vaut 7.

Answer

AH cède un proton à l’eau pour former A− et H3O+

Answer

$$pH=-\log C_a$$

Answer

B capte un proton de l’eau et forme BH+ et OH−

Answer

$$pH=14+\log C_b$$

Answer

Il se dissocie partiellement et possède un $$pK_a$$ supérieur à 2

Answer

$$pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}$$

Answer

$$pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C_a)$$

Answer

Sa concentration libre est assimilée à sa concentration initiale $$C_b$$.

Answer

$$pH=\frac{1}{2}(14+pK_a+\log C_b)$$

Question 9

9. Lorsqu’un acide fort AH est introduit dans l’eau, quelle transformation principale décrit sa dissociation ?

AH réagit avec l’eau pour former A− et OH−

AH capte un proton de l’eau pour former AH2+ et OH−

AH cède un proton à l’eau pour former A− et H3O+

AH reste majoritairement intact et établit un équilibre avec H3O+

Explication

Un acide fort se dissocie complètement en transférant un proton à l’eau, ce qui produit A− et H3O+. La formation de OH− ou le maintien majoritaire de AH ne correspond pas au comportement d’un acide fort dans cette démonstration.

Question 10

10. Une solution d’acide fort possède une concentration $C_a=2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression donne son pH dans l’approximation usuelle ?

pH=14+\log C_a

pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C_a)

pH=-\log C_a

pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}

Explication

Pour un acide fort suffisamment concentré, la concentration en ions oxonium vérifie $[H_3O^+]=C_a$ , d’où $pH=-\log C_a$ . L’expression $14+\log C_a$ concerne une base forte, tandis que les deux autres formules décrivent respectivement un acide faible.

Question 11

11. Quelle transformation représente la réaction d’une base forte B avec l’eau ?

B capte un proton de l’eau et forme BH+ et OH−

B reste inchangée tandis que l’eau forme des ions BH+ et H3O+

B cède un proton à l’eau et forme B− et H3O+

B se dissocie en B+ et OH− sans échange de proton

Explication

Une base forte capte complètement un proton de l’eau, ce qui produit BH+ et OH−. La cession d’un proton décrit le comportement d’un acide, et une simple dissociation ionique ne rend pas compte du transfert protonique indiqué.

Question 12

12. Une base forte a une concentration $C_b=5{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?

pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}

pH=\frac{1}{2}(14+pK_a+\log C_b)

pH=14+\log C_b

pH=-\log C_b

Explication

Pour une base forte suffisamment concentrée, on assimile $[OH^-]$ à $C_b$ , puis on obtient $pH=14+\log C_b$ . La relation $-\log C_b$ correspond à l’expression d’un acide fort, alors que les deux autres formules concernent des espèces faibles.

Question 13

13. Quelle caractéristique définit un acide faible dans l’eau ?

Il se dissocie complètement et possède un

pK_a

inférieur à 2

Il se dissocie partiellement et possède un

pK_a

supérieur à 2

Il ne forme pas d’ions en solution et conserve toute sa forme AH

Il capte les protons de l’eau et produit principalement des ions OH−

Explication

Un acide faible ne se dissocie pas totalement dans l’eau et son $pK_a$ est supérieur à 2. Il peut donc former des ions en solution, contrairement à l’idée qu’il resterait entièrement sous forme AH.

Question 14

14. Pour le couple acide-base AH/A−, quelle relation relie le pH au rapport des concentrations des deux formes ?

pH=-\log\frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}

pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}

pH=pK_a-\log\frac{[A^-]}{[AH]}

pH=14+\log\frac{[AH]}{[A^-]}

Explication

La définition de la constante d’acidité conduit à la relation de Henderson-Hasselbalch, $pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}$ . Le signe négatif inverse à tort l’effet du rapport, tandis que les autres expressions ne correspondent pas à cette relation.

Question 15

15. Pour un acide faible de concentration $C_a>10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle expression résulte de l’approximation d’un acide peu dissocié ?

pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C_a)

pH=\frac{1}{2}(14+pK_a+\log C_a)

pH=pK_a-\log C_a

pH=14+\log C_a

Explication

L’approximation $[AH]_{éq}\approx C_a$ et $[A^-]=[H_3O^+]=h$ conduit à $pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C_a)$ . L’expression contenant $14+pK_a+\log C_a$ concerne une base faible, tandis que les deux autres ne tiennent pas compte de la dissociation partielle de l’acide.

Question 16

16. À l’équilibre, quelle approximation caractérise une base faible de concentration initiale $C_b$ ?

Sa concentration protonée est assimilée à sa concentration initiale

C_b

.

Sa concentration protonée est assimilée à la concentration en ions

H_3O^+

.

Sa concentration libre est assimilée à sa concentration initiale

C_b

.

Sa concentration libre est assimilée à la concentration en ions

OH^-

.

Explication

Une base faible est peu protonée à l’équilibre, donc la concentration de la forme libre reste proche de la concentration initiale $C_b$ . La concentration protonée, elle, correspond à une faible fraction formée par la réaction avec l’eau et ne peut pas être assimilée à $C_b$ .

Question 17

17. Une base faible a une concentration $C_b$ supérieure à $10^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$ et un couple associé de constante acide caractérisé par $pK_a$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?

pH=\frac{1}{2}(14-pK_a-\log C_b)

pH=\frac{1}{2}(14+pK_a-\log C_b)

pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C_b)

pH=\frac{1}{2}(14+pK_a+\log C_b)

Explication

Pour une base faible, le pH vérifie $pH=\frac{1}{2}(14+pK_a+\log C_b)$ lorsque $C_b>10^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$ . La relation $\frac{1}{2}(pK_a-\log C_b)$ correspond à la forme usuelle associée à un acide faible, ce qui explique la confusion fréquente.

QCM : Calculs et démonstrations du pH — 17 questions

Questions et réponses du QCM

1. Une solution contient un acide fort de concentration $C_a=1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression permet de déterminer son pH ?

2. Quelle relation donne le pH d’une solution contenant une base forte de concentration $C_b$ ?

3. Pour le couple acide/base $AH/A^-$ , que devient le pH lorsque la concentration de $A^-$ augmente tandis que celle de $AH$ reste constante ?

4. Quelle équation représente l’autoprotolyse de l’eau ?

5. Pourquoi l’eau est-elle qualifiée d’amphotère ?

6. À $25\,°\mathrm{C}$ , quelle valeur correspond à la constante de dissociation de l’eau $K_e$ ?

7. Quelle relation et quelle valeur caractérisent $pK_e$ de l’eau à $25\,°\mathrm{C}$ ?

8. Une solution aqueuse présente $pOH=5$ à $25\,°\mathrm{C}$ . Quel est son pH ?

9. Lorsqu’un acide fort AH est introduit dans l’eau, quelle transformation principale décrit sa dissociation ?

10. Une solution d’acide fort possède une concentration $C_a=2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression donne son pH dans l’approximation usuelle ?

11. Quelle transformation représente la réaction d’une base forte B avec l’eau ?

12. Une base forte a une concentration $C_b=5{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?

13. Quelle caractéristique définit un acide faible dans l’eau ?

14. Pour le couple acide-base AH/A−, quelle relation relie le pH au rapport des concentrations des deux formes ?

15. Pour un acide faible de concentration $C_a>10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle expression résulte de l’approximation d’un acide peu dissocié ?

16. À l’équilibre, quelle approximation caractérise une base faible de concentration initiale $C_b$ ?

17. Une base faible a une concentration $C_b$ supérieure à $10^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$ et un couple associé de constante acide caractérisé par $pK_a$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?

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QCM : Calculs et démonstrations du pH — 17 questions

Questions et réponses du QCM

1. Une solution contient un acide fort de concentration Ca=1,0×10−3 mol L−1C_a=1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}Ca​=1,0×10−3 molL−1. Quelle expression permet de déterminer son pH ?

2. Quelle relation donne le pH d’une solution contenant une base forte de concentration CbC_bCb​ ?

3. Pour le couple acide/base AH/A−AH/A^-AH/A−, que devient le pH lorsque la concentration de A−A^-A− augmente tandis que celle de AHAHAH reste constante ?

4. Quelle équation représente l’autoprotolyse de l’eau ?

5. Pourquoi l’eau est-elle qualifiée d’amphotère ?

6. À 25 °C25\,°\mathrm{C}25°C, quelle valeur correspond à la constante de dissociation de l’eau KeK_eKe​ ?

7. Quelle relation et quelle valeur caractérisent pKepK_epKe​ de l’eau à 25 °C25\,°\mathrm{C}25°C ?

8. Une solution aqueuse présente pOH=5pOH=5pOH=5 à 25 °C25\,°\mathrm{C}25°C. Quel est son pH ?

9. Lorsqu’un acide fort AH est introduit dans l’eau, quelle transformation principale décrit sa dissociation ?

10. Une solution d’acide fort possède une concentration Ca=2,0×10−3 mol L−1C_a=2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}Ca​=2,0×10−3 molL−1, supérieure à 10−6 mol L−110^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}10−6 molL−1. Quelle expression donne son pH dans l’approximation usuelle ?

11. Quelle transformation représente la réaction d’une base forte B avec l’eau ?

12. Une base forte a une concentration Cb=5,0×10−3 mol L−1C_b=5{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}Cb​=5,0×10−3 molL−1, supérieure à 10−6 mol L−110^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}10−6 molL−1. Quelle relation permet de calculer son pH ?

13. Quelle caractéristique définit un acide faible dans l’eau ?

14. Pour le couple acide-base AH/A−, quelle relation relie le pH au rapport des concentrations des deux formes ?

15. Pour un acide faible de concentration Ca>10−6 mol L−1C_a>10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}Ca​>10−6 molL−1, quelle expression résulte de l’approximation d’un acide peu dissocié ?

16. À l’équilibre, quelle approximation caractérise une base faible de concentration initiale CbC_bCb​ ?

17. Une base faible a une concentration CbC_bCb​ supérieure à 10−6 mol L−110^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}10−6molL−1 et un couple associé de constante acide caractérisé par pKapK_apKa​. Quelle relation permet de calculer son pH ?

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1. Une solution contient un acide fort de concentration $C_a=1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression permet de déterminer son pH ?

2. Quelle relation donne le pH d’une solution contenant une base forte de concentration $C_b$ ?

3. Pour le couple acide/base $AH/A^-$ , que devient le pH lorsque la concentration de $A^-$ augmente tandis que celle de $AH$ reste constante ?

6. À $25\,°\mathrm{C}$ , quelle valeur correspond à la constante de dissociation de l’eau $K_e$ ?

7. Quelle relation et quelle valeur caractérisent $pK_e$ de l’eau à $25\,°\mathrm{C}$ ?

8. Une solution aqueuse présente $pOH=5$ à $25\,°\mathrm{C}$ . Quel est son pH ?

10. Une solution d’acide fort possède une concentration $C_a=2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression donne son pH dans l’approximation usuelle ?

12. Une base forte a une concentration $C_b=5{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , supérieure à $10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?

15. Pour un acide faible de concentration $C_a>10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ , quelle expression résulte de l’approximation d’un acide peu dissocié ?

16. À l’équilibre, quelle approximation caractérise une base faible de concentration initiale $C_b$ ?

17. Une base faible a une concentration $C_b$ supérieure à $10^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$ et un couple associé de constante acide caractérisé par $pK_a$ . Quelle relation permet de calculer son pH ?