QCM : Équilibres acido-basiques en solution — 19 questions

Explication

Le pH est défini par le logarithme opposé du rapport entre la concentration en ions oxonium et la concentration standard. La concentration en ions oxonium possède une unité, tandis que le pH est une grandeur sans unité.

Explication

La relation $[H_3O^+]=c^°\times10^{-pH}$ donne ici $1,0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ puisque la concentration standard vaut $1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Le pH ne s’exprime pas en mol·L⁻¹ : cette unité concerne la concentration calculée.

Explication

L’acide éthanoïque cède un proton à l’eau, formant l’ion éthanoate et l’ion oxonium dans une réaction réversible. L’ion hydroxyde n’est pas le produit formé par cette réaction acide avec l’eau.

Explication

Une réaction totale est décrite comme atteignant son avancement maximal, alors qu’un équilibre chimique maintient simultanément des réactifs et des produits. La présence des deux types d’espèces à l’état final caractérise donc l’équilibre plutôt qu’une réaction totale.

Explication

La constante d’acidité est le produit de la concentration relative en ions oxonium par le rapport entre la concentration relative de la base conjuguée et celle de l’acide. Ce quotient est sans unité grâce à l’utilisation de la concentration standard.

Explication

Par définition, $pK_a=-\log K_a$, donc $pK_a=-\log(10^{-5})=5,0$. La valeur de $K_a$ et sa grandeur logarithmique associée ne s’expriment donc pas de la même manière.

Explication

La relation $pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)$ devient $pH=pK_a$ lorsque les deux concentrations sont égales, car le logarithme du rapport égal à 1 vaut zéro. Les autres relations introduisent une variation qui ne provient pas des concentrations données.

Explication

Les deux formes conjuguées ont des concentrations égales lorsque le pH est égal au pKa du couple. Un pH de 7 ne garantit cette égalité que si le pKa vaut lui-même 7.

Explication

Comme $pH<pK_a$, la forme acide $HA$ est prédominante. Les concentrations seraient égales à $pH=pK_a$, tandis que $A^-$ prédominerait pour un pH supérieur à 4,5.

Explication

Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les formes conjuguées présentent des teintes différentes. Cette différence permet d’observer visuellement l’évolution du pH, contrairement à un couple dont les espèces seraient incolores ou de même teinte.

Explication

Entre pH 6,0 et 7,6, le bleu de bromothymol présente une teinte sensible issue de la superposition des teintes acide et basique. La teinte jaune correspond aux pH inférieurs ou égaux à 6,0, tandis que la teinte bleue apparaît aux pH supérieurs ou égaux à 7,6.

Explication

Le produit ionique est le produit des concentrations en ions oxonium et hydroxyde, soit $K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}$ à 25 °C. Une somme ou un rapport de ces concentrations ne définit pas le produit ionique de l’eau.

Explication

L’autoprotolyse résulte d’un transfert de proton entre deux molécules d’eau, produisant simultanément $H_3O^+$ et $OH^-$; ces ions peuvent ensuite reformer de l’eau. La recombinaison des ions constitue l’étape inverse et non la définition complète du phénomène.

Explication

Un acide ou une base est fort lorsque sa réaction avec l’eau se déroule totalement. Une concentration élevée ne suffit pas à déterminer la force acido-basique.

Explication

Dans l’eau, H3O+ est l’acide le plus fort et OH− la base la plus forte pouvant y exister. L’eau joue plutôt un rôle intermédiaire dans les couples acido-basiques.

Explication

Une solution tampon associe un acide faible à sa base conjuguée dans des concentrations proches, ce qui limite les variations de pH lors de petites perturbations. Un mélange quelconque d’espèces acides et basiques ne présente pas nécessairement cette résistance.

Explication

Un ampholyte peut se comporter comme un acide en donnant un proton ou comme une base en captant un proton. Une espèce qui ne possède qu’un seul de ces comportements n’est pas ampholyte.

Explication

Dans H3O+/H2O, l’eau capte un proton et agit comme une base ; dans H2O/OH−, elle cède un proton et agit comme un acide. Cette double possibilité explique le caractère amphotère de l’eau.

Explication

Une réaction acido-basique transfère un proton de l’acide $A_1H$ vers la base $A_2^-$, produisant $A_1^-$ et $A_2H$. Les autres schémas ne décrivent pas correctement ce transfert entre deux couples conjugués.