QCM : Équilibres acido-basiques en solution (37 questions)

Explication

Une solution est une phase qui contient plusieurs constituants. La présence d’ions n’est pas requise pour qu’une phase soit une solution.

Explication

Le constituant présent en majorité est le solvant, tandis que celui présent en plus faible proportion est le soluté. Leur rôle ne se définit pas par leur état physique ou leur ionisation.

Explication

Une solution aqueuse est une solution liquide dont le solvant est l’eau. Un soluté moléculaire comme le glucose peut donc être dissous dans une solution aqueuse.

Explication

Un électrolyte fort s’ionise complètement dans l’eau, alors qu’un électrolyte faible ne s’ionise que partiellement. La dissolution ou l’état initial ne détermine pas à lui seul cette distinction.

Explication

Dans la définition d’Arrhénius, un acide est une espèce capable de libérer un proton H⁺. La libération de HO⁻ correspond à la définition arrhénienne d’une base.

Explication

Pour Arrhénius, une base est une espèce capable de libérer un ion hydroxyde HO⁻. La libération de H⁺ caractérise au contraire un acide dans cette définition.

Explication

Un acide de Lewis est une espèce capable de recevoir un doublet électronique. Le don d’un doublet caractérise une base de Lewis, et non un acide de Lewis.

Explication

Une base de Brønsted est une espèce capable de recevoir un ou plusieurs protons H⁺. Le don de proton est le comportement d’un acide de Brønsted.

Explication

La perte d’un proton par un acide produit sa base conjuguée. La capture d’un proton par une base correspond plutôt à la formation de son acide conjugué.

Explication

Lorsqu’une base capte un proton, elle devient son acide conjugué. La perte de proton est le processus qui relie un acide à sa base conjuguée.

Explication

Un couple acido-basique associe un acide à sa base conjuguée, issue de la perte d’un proton. Deux espèces acides ou deux espèces sans lien de conjugaison ne constituent pas le couple défini ici.

Explication

En solution, un proton H⁺ libre n’existe pas : une base capable de le fixer doit être présente pour qu’un acide le cède. La réaction implique donc une base, et non un autre acide qui recevrait le proton.

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les concentrations des deux ions sont égales et valent chacune $10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. La valeur $10^{-14}$ correspond à leur produit, pas à la concentration de chaque ion.

Explication

L’autoprotolyse met en jeu deux molécules d’eau et forme un ion oxonium ainsi qu’un ion hydroxyde. L’équation comportant une seule molécule d’eau du côté des réactifs ne respecte pas cette stœchiométrie.

Explication

Le produit ionique est le produit des concentrations en ions oxonium et hydroxyde, et vaut $10^{-14}$ à 25 °C. Le quotient des concentrations ne correspond pas à sa définition.

Explication

La constante d’acidité associe les concentrations des produits $A^-$ et $H_3O^+$, divisées par celle de l’acide $AH$. L’expression avec $HO^-$ correspond plutôt à la constante de basicité de la base conjuguée.

Explication

La constante de basicité est le rapport entre le produit des concentrations de $AH$ et $HO^-$ et la concentration de $A^-$. L’expression utilisant $H_3O^+$ et $A^-$ caractérise la constante d’acidité du couple.

Explication

Pour un couple conjugué, le produit de $K_a$ et $K_b$ est égal à $K_e$, ce qui donne aussi la somme des pK égale à $pK_e$. Une somme des constantes ne satisfait pas cette relation de conjugaison.

Explication

Un acide fort possède une base conjuguée faible, tandis qu’un acide faible a une base conjuguée plus forte. L’idée que leurs forces augmentent ensemble inverse cette relation.

Explication

Le pH mesure l’acidité d’une solution et se définit comme l’opposé du logarithme décimal de la concentration en ions oxonium. Il ne mesure pas la force intrinsèque d’un acide, qui est décrite par une constante d’acidité.

Explication

Une solution neutre présente des concentrations égales en ions oxonium et hydroxyde, et son pH vaut la moitié de $pK_e$. Une concentration en oxonium supérieure à celle en hydroxyde indique plutôt une solution acide.

Explication

Un excès d’ions oxonium par rapport aux ions hydroxyde caractérise une solution acide, dont le pH est inférieur à $\frac{pK_e}{2}$. Le caractère basique correspond au rapport inverse entre ces concentrations.

Explication

Lorsque le pH dépasse $pK_a+1$, la forme déprotonée $A^-$ prédomine dans le couple. La forme $AH$ prédomine dans le domaine opposé, lorsque le pH est inférieur à $pK_a-1$.

Explication

Un acide fort concentré est traité en assimilant sa concentration en ions oxonium à $C_0$, d’où cette relation de pH. La formule avec $pK_a$ correspond à un acide faible faiblement déprotoné.

Explication

Pour un acide faible concentré et faiblement déprotoné, le pH dépend à la fois de son $pK_a$ et de sa concentration selon cette relation. La formule $pH=-\log_{10}C_0$ s’applique à un acide fort concentré.

Explication

Pour une base forte concentrée, le pH s’obtient en ajoutant $\log_{10}C_0$ à $pK_e$. L’expression avec la racine tient compte de l’ionisation de l’eau et concerne une base forte diluée.

Explication

Dans le cas d’une base faible concentrée et faiblement protonée, le pH suit cette relation faisant intervenir $pK_e$, $pK_a$ et la concentration. La formule $pH=pK_e+\log_{10}C_0$ est celle d’une base forte concentrée.

Explication

Le pH de ce mélange s’estime à partir du $pK_a$ et du logarithme du rapport entre la concentration de la base conjuguée et celle de l’acide. Inverser ce rapport changerait le signe du terme logarithmique.

Explication

Un mélange tampon résiste aux variations de pH lorsqu’une faible quantité d’acide fort ou de base forte est ajoutée. Cette caractéristique ne signifie pas que son pH devient nécessairement neutre.

Explication

À l’équivalence, les quantités d’acide et de base qui ont réagi sont égales, d’où la relation entre leurs concentrations et leurs volumes. L’égalité des produits croisés avec les volumes inversés ne traduit pas cette égalité des quantités.

Explication

L’excès d’acide correspond à la différence entre les quantités initiales apportées par l’acide et la base, divisée par le volume total du mélange. Inverser les deux termes du numérateur donnerait une quantité négative alors que l’acide est en excès.

Explication

À l’équivalence, un dosage entre un acide fort et une base forte donne un pH de 7 à 25 °C. Un pH acide ou basique correspondrait à un excès d’acide ou de base plutôt qu’à cette équivalence.

Explication

Les sels sont classés selon les associations entre acide fort ou faible et base forte ou faible, c’est-à-dire d’après l’origine de leurs ions. La charge électrique du sel ne permet pas, à elle seule, de déterminer si l’acide d’origine était faible.

Explication

Le chlorure d’ammonium est cité comme un sel issu de l’acide fort $HCl$ et de la base faible $NH_3$. L’association de $HCl$ et de $NaOH$ correspond plutôt au chlorure de sodium.

Explication

Le dosage utilise une solution titrante acide ou basique dont la concentration est connue pour déterminer la concentration de la solution dosée. La concentration de cette dernière est justement la grandeur recherchée.

Explication

L’équivalence peut être repérée sur la courbe de variation du pH ou grâce à un indicateur coloré. Le pH initial seul ne permet pas de repérer le point d’équivalence d’un dosage.

Explication

Le bleu de bromothymol vire entre 6,0 et 7,6, donc autour de la neutralité, tandis que la phénolphtaléine vire entre 8,2 et 10,0. Attribuer la zone proche de la neutralité à la phénolphtaléine inverse les propriétés des deux indicateurs.