QCM : Dosages et équilibres acido-basiques (27 questions)

Questions et réponses du QCM

1. On titre une solution par un réactif dont la réaction consomme des ions. Quelle méthode permet de suivre ce titrage au fur et à mesure de l’ajout du réactif ?

Mesurer le pH de la solution
Mesurer la température de la solution
Mesurer la conductivité de la solution
Mesurer l’absorbance de la solution

Mesurer la conductivité de la solution

Explication

La consommation d’ions fait varier la conductivité, qui peut être mesurée après chaque ajout de titrant. Le pH, l’absorbance et la température sont d’autres grandeurs, mais ne constituent pas ici le suivi conductimétrique décrit.

2. Lors d’un titrage, la dilution provoquée par les ajouts de titrant est négligeable et la courbe de conductivité présente deux segments de pentes différentes. Comment déterminer le volume équivalent ?

Lire l’abscisse du début du premier segment
Lire l’abscisse du minimum de conductivité
Lire l’ordonnée du point d’intersection
Lire l’abscisse du point d’intersection des deux segments

Lire l’abscisse du point d’intersection des deux segments

Explication

Lorsque la dilution est négligeable, l’intersection des deux segments de droite marque le changement de pente et son abscisse donne le volume équivalent. Le début d’un segment, un éventuel minimum ou l’ordonnée ne fournissent pas cette valeur.

3. Dans l’eau, une espèce HA réagit partiellement selon HA(aq)+H2O(l)⇌A(aq)−+H3O(aq)+\mathrm{HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons A^-_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}}. Comment qualifier HA ?

Un acide fort
Une base faible
Une base forte
Un acide faible

Un acide faible

Explication

Un acide HA est faible lorsque sa réaction avec l’eau n’est pas totale, comme l’indique l’équilibre représenté. Une réaction totale caractériserait un acide fort, tandis que les bases sont définies par leur réaction avec l’eau produisant notamment HO⁻.

4. Une solution aqueuse contient des ions carboxylate et des amines. Quelle caractéristique acido-basique leur attribue-t-on dans l’eau ?

Ce sont des bases faibles
Ce sont des acides faibles
Ce sont des acides forts
Ce sont des bases fortes

Ce sont des bases faibles

Explication

Dans l’eau, les ions carboxylate et les amines sont des bases faibles. Les acides carboxyliques sont, eux, des acides faibles ; cette proximité de nom ne transforme pas les ions carboxylate en acides.

5. Pendant le titrage d’un acide faible AH par une base forte, une quantité de HO⁻ est ajoutée avant l’équivalence. Quel changement caractérise alors le mélange et son pH ?

AH se transforme en A⁻ et le pH augmente
A⁻ se transforme en AH et le pH diminue
A⁻ se transforme en AH et le pH augmente
AH se transforme en A⁻ et le pH diminue

AH se transforme en A⁻ et le pH augmente

Explication

HO⁻ réagit avec AH pour former A⁻ et de l’eau; avant l’équivalence, la quantité de base conjuguée augmente et le pH s’élève. La transformation inverse confond réactifs et produits, et une baisse du pH correspond au sens d’évolution observé pour le titrage d’une base par un acide.

6. Sur la courbe pH-métrique d’un titrage, le saut de pH est encadré par deux tangentes parallèles. Quelle construction permet d’estimer le volume équivalent par la méthode des tangentes ?

Lire l’abscisse du milieu du saut sans construire de droite auxiliaire
Tracer leur perpendiculaire équidistante et lire son intersection avec la courbe
Tracer leur parallèle équidistante et lire son intersection avec la courbe
Prolonger une tangente jusqu’à l’axe des volumes et lire son abscisse

Tracer leur parallèle équidistante et lire son intersection avec la courbe

Explication

La méthode consiste à tracer la parallèle équidistante des deux tangentes, puis à prendre l’abscisse du point où cette droite coupe la courbe. Une seule tangente ou l’intersection des tangentes ne constitue pas cette construction, et la perpendiculaire ne respecte pas la règle.

7. Lors d’un titrage suivi par indicateur coloré, le mélange change visiblement de teinte à mesure que le titrant est ajouté. Quel phénomène sert à repérer l’équivalence ?

Le changement de couleur de la solution titrante
Le changement de couleur de l’indicateur ajouté à la solution titrée
La disparition de la couleur propre au titrant ajouté
La variation continue du pH de la solution titrée

Le changement de couleur de l’indicateur ajouté à la solution titrée

Explication

En titrage colorimétrique, l’équivalence est repérée par le changement de couleur de l’indicateur présent dans la solution titrée. La variation du pH décrit le suivi pH-métrique, tandis que la couleur du titrant n’est pas le critère indiqué.

8. Pour un titrage, le pH à l’équivalence est de 7,0 et le saut de pH est peu marqué. Quelle condition doit satisfaire l’indicateur choisi pour repérer correctement l’équivalence ?

Sa zone de virage doit être la plus étroite possible
Sa zone de virage doit contenir le pH 7,0
Sa zone de virage doit être entièrement au-dessous de pH 7,0
Sa zone de virage doit être entièrement au-dessus de pH 7,0

Sa zone de virage doit contenir le pH 7,0

Explication

Lorsque le saut de pH n’est pas très marqué, le pH à l’équivalence doit être compris dans la zone de virage de l’indicateur. Une zone simplement proche mais sans inclure 7,0 ne garantit pas un repérage correct; la largeur ou la position d’un seul côté ne remplace pas cette condition.

9. Que caractérise la conductivité électrique σ d’une solution ?

Son aptitude à conduire le courant électrique
Son aptitude à empêcher le passage du courant
Sa quantité totale d’ions dans le volume
Sa quantité de matière dissoute par litre

Son aptitude à conduire le courant électrique

Explication

La conductivité σ caractérise l’aptitude d’une solution à conduire le courant électrique. La concentration et la quantité totale d’ions sont des grandeurs distinctes, tandis que l’isolation décrit le comportement opposé.

10. Deux solutions aqueuses ont des conductivités différentes. Parmi les facteurs suivants, lequel peut expliquer cette différence ?

La masse du récipient, son matériau ou sa transparence
La couleur de la solution, son volume ou sa forme
La nature des ions, leur concentration ou la température
La pression extérieure, le récipient ou la durée du mélange

La nature des ions, leur concentration ou la température

Explication

La conductivité dépend de la nature des ions présents, de leur concentration et de la température. La couleur, le récipient et la forme ne sont pas les facteurs indiqués pour expliquer cette dépendance.

11. Dans une solution diluée contenant plusieurs ions, quelle expression permet de calculer σ lorsque les concentrations molaires sont inférieures à 10−2 mol L−110^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} ?

σ=∏iλici\sigma=\prod_i \lambda_i c_i
σ=λkck\sigma=\lambda_k c_k pour l’ion majoritaire
σ=∑iλici\sigma=\sum_i \lambda_i c_i
σ=∑ici\sigma=\sum_i c_i

$$\sigma=\sum_i \lambda_i c_i$$

Explication

Dans ce domaine de concentration, la conductivité est la somme des contributions de chaque ion, chacune étant le produit de sa conductivité molaire ionique par sa concentration. Le produit des contributions, le seul ion majoritaire ou la somme brute des concentrations ne respectent pas cette relation.

12. Une technicienne doit déterminer la concentration d’une espèce dissoute dans une solution. Comment nomme-t-on cette opération ?

Une préparation
Une séparation
Une identification
Un dosage

Un dosage

Explication

Un dosage consiste à déterminer la concentration d’une espèce chimique moléculaire ou ionique dans une solution. Identifier l’espèce, séparer des constituants ou préparer une solution sont d’autres opérations.

13. Une équipe choisit une réaction pour doser un composé, mais celle-ci produit plusieurs réactions concurrentes et reste partielle. Quel critère de choix n’est pas respecté ?

La réaction doit être rapide, réversible et s’arrêter après l’équivalence
La réaction doit être quasi totale, multiple et s’arrêter à l’équivalence
La réaction doit être lente, unique et s’arrêter à l’équilibre
La réaction doit être quasi totale, unique et s’arrêter à l’équivalence

La réaction doit être quasi totale, unique et s’arrêter à l’équivalence

Explication

Une réaction de dosage doit être quasi totale, unique et s’arrêter à l’équivalence. Une réaction partielle ne satisfait pas le caractère quasi total, tandis que des réactions concurrentes enfreignent l’exigence d’unicité.

14. Lors d’un dosage, les réactifs viennent d’être mélangés dans les proportions prévues par l’équation chimique. Quel état le mélange a-t-il atteint ?

Un mélange à quantités égales
Un excès de titrant
L’équivalence
Un mélange avec réactif limitant

L’équivalence

Explication

Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques. Un excès de titrant ou la présence d’un réactif limitant signale que ces proportions ne sont pas respectées; elles ne correspondent pas nécessairement à des quantités égales.

15. Pour doser A par B, la réaction est 2A+B→C2A+B\rightarrow C. À l’équivalence, quelle relation relie la quantité initiale de A à la quantité de B ajoutée ?

n(A)initial2=n(B)ajouteˊ2\frac{n(A)_{\mathrm{initial}}}{2}=\frac{n(B)_{\mathrm{ajouté}}}{2}
n(A)initial=2n(B)ajouteˊn(A)_{\mathrm{initial}}=2n(B)_{\mathrm{ajouté}}
n(A)initial2=n(B)ajouteˊ\frac{n(A)_{\mathrm{initial}}}{2}=n(B)_{\mathrm{ajouté}}
n(A)initial=n(B)ajouteˊn(A)_{\mathrm{initial}}=n(B)_{\mathrm{ajouté}}

$$\frac{n(A)_{\mathrm{initial}}}{2}=n(B)_{\mathrm{ajouté}}$$

Explication

À l’équivalence, les quantités de matière divisées par leurs coefficients stœchiométriques sont égales : ici, n(A)initial/2=n(B)ajouteˊn(A)_{\mathrm{initial}}/2=n(B)_{\mathrm{ajouté}}. Le rapport inversé, l’égalité directe ou l’attribution d’un coefficient 2 à B ne traduisent pas l’équation donnée.

16. Pour le couple HA/A−\mathrm{HA/A^-}, quelle expression définit la constante d’acidité à l’équilibre ?

Ka=[A−]eq[H2O]eq[HA]eqK_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_2O]_{eq}}{[HA]_{eq}}
Ka=[A−]eq[H3O+]eq[HA]eqK_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[HA]_{eq}}
Ka=[HA]eq[A−]eq[H3O+]eqK_a=\frac{[HA]_{eq}}{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}
Ka=[A−]eq[HA]eqK_a=\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}

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

Explication

La constante d’acidité est le quotient des concentrations des produits à l’équilibre par celle de HA, l’eau liquide n’apparaissant pas dans l’expression. Inverser le rapport, omettre HA ou substituer l’eau à l’ion oxonium conduit à une expression incorrecte.

17. Un couple acide-base a Ka=10−5K_a=10^{-5}. Quelle valeur de pKapK_a lui correspond ?

0,2
5
−5
10⁵

5

Explication

Par définition, pKa=−log⁡(Ka)pK_a=-\log(K_a) ; ainsi, −log⁡(10−5)=5-\log(10^{-5})=5. La valeur −5 oublie le signe de la définition, 0,2 correspond à l’inverse de 5 et 10510^5 n’est pas un pKa.

18. Dans l’eau, deux acides ont respectivement un pKapK_a de 3,2 et de 6,1. Lequel est le plus fort ?

Les deux acides ont la même force
Il faut comparer leurs concentrations
L’acide de pKa=6,1pK_a=6,1
L’acide de pKa=3,2pK_a=3,2

L’acide de $$pK_a=3,2$$

Explication

Dans l’eau, un acide est d’autant plus fort que son pKa est bas : l’acide de pKa 3,2 est donc le plus fort. Choisir 6,1 inverse cette relation, tandis que la règle concernant les bases ou la concentration ne répond pas à la comparaison demandée.

19. Pour un couple HA/A−\mathrm{HA/A^-}, le pH vaut 5 et le pKa vaut 4. Quelle relation entre les concentrations suit de la formule reliant ces grandeurs ?

[A−]eq[HA]eq=5\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}=5
[A−]eq[HA]eq=0,1\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}=0,1
[A−]eq[HA]eq=1\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}=1
[A−]eq[HA]eq=10\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}=10

$$\frac{[A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}=10$$

Explication

La relation pH=pKa+log⁡([A−]eq/[HA]eq)\mathrm{pH=pK_a+\log([A^-]_{eq}/[HA]_{eq})} donne log⁡([A−]eq/[HA]eq)=1\log([A^-]_{eq}/[HA]_{eq})=1, donc le rapport vaut 10. Le rapport 0,1 inverse le sens, 1 correspond à pH égal à pKa, et 5 confond le rapport avec une valeur de pH.

20. Dans un couple acide-base, que désigne le domaine de prédominance d’une forme ?

La valeur de pH où les deux formes ont la même concentration
L’intervalle de pH où l’autre forme est absente
L’intervalle de pH où cette forme est plus concentrée que sa forme conjuguée
L’intervalle où la concentration totale du couple est maximale

L’intervalle de pH où cette forme est plus concentrée que sa forme conjuguée

Explication

Le domaine de prédominance est l’intervalle de pH où une forme est plus concentrée que sa forme conjuguée. Une valeur isolée correspond plutôt au point d’égalité des concentrations, et la définition ne porte ni sur un maximum de concentration totale ni sur l’absence de l’autre forme.

21. Pour le couple HA/A−\mathrm{HA/A^-}, le pH d’une solution est inférieur au pKa. Quelle espèce y prédomine ?

La forme basique A−\mathrm{A^-}
Les deux formes à concentrations égales
Aucune des deux formes ne prédomine
La forme acide HA\mathrm{HA}

La forme acide $$\mathrm{HA}$$

Explication

Lorsque le pH est inférieur au pKa, la concentration de HA est supérieure à celle de A⁻ : la forme acide prédomine. La forme basique prédomine lorsque le pH dépasse le pKa, tandis que l’égalité des concentrations correspond au cas pH = pKa.

22. Une solution d’acide HA de concentration apportée C=2,0×10−3 mol L−1C=2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} réagit totalement avec l’eau. Quelle relation s’applique à l’avancement final et à la concentration en ions oxonium ?

xf<xmax⁡x_f<x_{\max} et [H3O+]<C[\mathrm{H_3O^+}]<C
xf=xmax⁡x_f=x_{\max} et [HO−]=C[\mathrm{HO^-}]=C
xf=xmax⁡x_f=x_{\max} et [H3O+]=C[\mathrm{H_3O^+}]=C
xf<xmax⁡x_f<x_{\max} et [H3O+]=C[\mathrm{H_3O^+}]=C

$$x_f=x_{\max}$$ et $$[\mathrm{H_3O^+}]=C$$

Explication

Une réaction totale atteint l’avancement maximal, et chaque mole de HA transformée forme une mole de H3O+\mathrm{H_3O^+}, donc [H3O+]=C[\mathrm{H_3O^+}]=C. L’avancement inférieur à xmax⁡x_{\max} correspond à une transformation limitée, tandis que [HO−]=C[\mathrm{HO^-}]=C confond les ions produits.

23. Une solution d’acide fort a une concentration apportée de 1,0×10−3 mol L−11{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quel est son pH selon la relation applicable aux acides forts dans l’eau ?

3,0
7,0
−1,0
−3,0

3,0

Explication

Pour un acide fort, pH=−log⁡(C)\mathrm{pH}=-\log(C); ainsi, −log⁡(10−3)=3,0-\log(10^{-3})=3{,}0. La valeur −3,0 omet le signe négatif, −1,0 revient à utiliser une concentration inverse, et 7,0 correspond au pH neutre à 25 °C.

24. Quelle équation représente l’autoprotolyse de l’eau, réaction qui n’est pas totale ?

2 H2O(l)⇌HO−(aq)+H2(g)2\,\mathrm{H_2O(l)}\rightleftharpoons\mathrm{HO^-(aq)}+\mathrm{H_2(g)}
HA(aq)+H2O(l)⇌A−(aq)+H3O+(aq)\mathrm{HA(aq)}+\mathrm{H_2O(l)}\rightleftharpoons\mathrm{A^-(aq)}+\mathrm{H_3O^+(aq)}
2 H2O(l)⇌HO−(aq)+H3O+(aq)2\,\mathrm{H_2O(l)}\rightleftharpoons\mathrm{HO^-(aq)}+\mathrm{H_3O^+(aq)}
HO−(aq)+H3O+(aq)⇌2 H2O(l)\mathrm{HO^-(aq)}+\mathrm{H_3O^+(aq)}\rightleftharpoons2\,\mathrm{H_2O(l)}

$$2\,\mathrm{H_2O(l)}\rightleftharpoons\mathrm{HO^-(aq)}+\mathrm{H_3O^+(aq)}$$

Explication

L’autoprotolyse est la réaction de l’eau sur elle-même, qui forme les ions hydroxyde et oxonium dans un équilibre non total. La réaction avec HA concerne un acide ajouté, l’équation inversée ne place pas les produits dans le bon sens, et l’ion oxonium n’est pas remplacé par du dihydrogène.

25. Quelle expression correspond au produit ionique de l’eau associé à son autoprotolyse ?

Ke=[H3O+][HO−]K_e=[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]
Ke=[H3O+]K_e=[\mathrm{H_3O^+}]
Ke=[H3O+]+[HO−]K_e=[\mathrm{H_3O^+}]+[\mathrm{HO^-}]
Ke=[HO−][H3O+]K_e=\frac{[\mathrm{HO^-}]}{[\mathrm{H_3O^+}]}

$$K_e=[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{HO^-}]$$

Explication

Le produit ionique est la constante d’équilibre de l’autoprotolyse et s’écrit comme le produit des concentrations en ions oxonium et hydroxyde. Une somme, une concentration isolée ou leur rapport ne donne pas cette expression.

26. Une solution aqueuse est étudiée à 25 ∘C25\ ^\circ\mathrm{C}. Quelle valeur faut-il utiliser pour son produit ionique de l’eau KeK_e ?

1,0×10−14 mol L−11{,}0\times10^{-14}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
1,0×10141{,}0\times10^{14}
1,0×10−141{,}0\times10^{-14}
1,0×10−71{,}0\times10^{-7}

$$1{,}0\times10^{-14}$$

Explication

À 25 °C, le produit ionique de l’eau vaut Ke=1,0×10−14K_e=1{,}0\times10^{-14}. L’exposant positif inverse la puissance, 10−710^{-7} correspond à la concentration en ions dans l’eau pure à cette température, et l’unité n’appartient pas à KeK_e.

27. À 25 ∘C25\ ^\circ\mathrm{C}, une eau pure respecte l’électroneutralité. Quelle relation décrit ses concentrations en ions oxonium et hydroxyde, ainsi que son pH ?

[H3O+]eq+[HO−]eq=Ke[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}+[\mathrm{HO^-}]_{eq}=\sqrt{K_e} et pH=pKe2\mathrm{pH}=\frac{\mathrm{p}K_e}{2}
[H3O+]eq=Ke[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}=\sqrt{K_e} et [HO−]eq=Ke[\mathrm{HO^-}]_{eq}=K_e, avec pH=pKe\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_e
[H3O+]eq=[HO−]eq=Ke[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}=[\mathrm{HO^-}]_{eq}=K_e et pH=pKe\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_e
[H3O+]eq=[HO−]eq=Ke[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}=[\mathrm{HO^-}]_{eq}=\sqrt{K_e} et pH=pKe2\mathrm{pH}=\frac{\mathrm{p}K_e}{2}

$$[\mathrm{H_3O^+}]_{eq}=[\mathrm{HO^-}]_{eq}=\sqrt{K_e}$$ et $$\mathrm{pH}=\frac{\mathrm{p}K_e}{2}$$

Explication

Dans l’eau pure, l’électroneutralité impose des concentrations égales; leur produit vaut KeK_e, donc chacune vaut Ke\sqrt{K_e}. Le pH est alors la moitié du pKe; une somme, des concentrations égales à KeK_e ou un pH égal au pKe ne respectent pas ces relations.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 65 flashcards sur Dosages et équilibres acido-basiques.

Comment suivre par conductimétrie un titrage dont la réaction implique des ions ?

Mesurer la conductivité au fur et à mesure de l’ajout du titrant.

Comment déterminer le volume équivalent sur une courbe conductimétrique, si la dilution est négligeable ?

Par l’intersection des deux segments de droite.

Quand un acide HA est-il qualifié de faible dans l’eau ?

Lorsque sa réaction avec l’eau n’est pas totale.

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