QCM : Équilibres en solution aqueuse (43 questions)

Questions et réponses du QCM

1. À l’état final d’une transformation, on trouve encore des réactifs ainsi que des produits. De quel type de réaction s’agit-il ?

D’une réaction totale
D’une réaction sans avancement
D’une réaction équilibrée
D’une réaction quantitative

D’une réaction équilibrée

Explication

Une réaction équilibrée laisse simultanément des réactifs non consommés et des produits à l’état final. Une réaction totale consomme entièrement le réactif limitant, tandis qu’une réaction quantitative en consomme plus de 90 %; une présence de réactifs n’implique pas une absence d’avancement.

2. Pour déterminer la composition finale d’un système chimique, quelle démarche faut-il suivre ?

Écrire l’équation et le tableau d’avancement, identifier le type de réaction, puis calculer l’avancement par le réactif limitant, K ou une donnée
Écrire l’équation et le tableau d’avancement, identifier le type de réaction, puis déduire la composition finale sans calculer l’avancement
Établir le tableau d’avancement, choisir une méthode selon les produits formés, puis identifier le type de réaction et calculer l’avancement
Écrire l’équation, calculer directement l’avancement par le réactif limitant, K ou une donnée, puis établir le tableau et identifier le type de réaction

Écrire l’équation et le tableau d’avancement, identifier le type de réaction, puis calculer l’avancement par le réactif limitant, K ou une donnée

Explication

La méthode consiste à écrire l’équation et le tableau d’avancement, à identifier le type de réaction, puis à calculer l’avancement par la méthode appropriée, fondée sur le réactif limitant, K ou une donnée. Calculer avant d’identifier le type inverse l’ordre de la démarche; choisir selon les produits ou omettre le calcul ne respecte pas cette méthode.

3. Une réaction cible s’obtient en additionnant deux réactions dont les constantes d’équilibre sont K₁ et K₂. Quelle est la constante de la réaction cible ?

K1+K2K_1 + K_2
K1×K2K_1 \times K_2
K1K2\frac{K_1}{K_2}
1K1×K2\frac{1}{K_1 \times K_2}

$$K_1 \times K_2$$

Explication

Quand la réaction cible est la somme de plusieurs réactions, sa constante d’équilibre est le produit des constantes correspondantes. Le quotient concerne une différence de réactions; l’addition et l’inversion ne donnent pas la constante de la somme.

4. Dans un mélange où plusieurs réactions sont possibles, une réaction fixe généralement les concentrations des espèces majoritaires. Comment la caractérise-t-on ?

C’est une réaction impliquant une espèce majoritaire, même si elle ne fixe pas leurs concentrations
C’est l’espèce prédominante, définie par sa concentration supérieure à celles des autres
C’est la réaction de constante la plus élevée, même si elle n’implique pas ces espèces
C’est la réaction prépondérante, souvent la plus avancée et impliquant ces espèces

C’est la réaction prépondérante, souvent la plus avancée et impliquant ces espèces

Explication

La réaction prépondérante fixe généralement les concentrations des espèces majoritaires et est souvent la plus avancée et implique ces espèces. L’espèce prédominante désigne plutôt une espèce dont la concentration dépasse celles des autres; la constante seule ou la simple participation d’une espèce majoritaire ne suffit pas à définir la réaction prépondérante.

5. Quel dispositif permet à un pH-mètre de relier la tension mesurée au pH d’une solution ?

Une électrode de verre sensible au pH et une électrode de référence à potentiel constant
Une électrode de référence sensible au pH et une électrode de verre à potentiel constant
Deux électrodes de verre dont les potentiels varient de la même façon avec le pH
Un indicateur coloré associé à une électrode de référence à potentiel constant

Une électrode de verre sensible au pH et une électrode de référence à potentiel constant

Explication

Le pH-mètre mesure une tension entre une électrode de verre dont le potentiel dépend du pH et une électrode de référence dont le potentiel est constant. L’électrode de verre à potentiel constant inverse les rôles, tandis que les deux autres réponses confondent l’appareil avec d’autres dispositifs.

6. Un laboratoire mesure un pH de 4,37. Quelle présentation respecte la précision usuelle de cette mesure et l’incertitude associée à la concentration en ions oxonium ?

Présenter 4,37, avec une incertitude relative sur [H₃O⁺] de l’ordre de 10 unités
Présenter 4,370, avec une incertitude relative sur [H₃O⁺] d’environ 10 %
Présenter 4,37, avec une incertitude relative sur [H₃O⁺] d’environ 1 %
Présenter 4,37, avec une incertitude relative sur [H₃O⁺] d’environ 10 %

Présenter 4,37, avec une incertitude relative sur [H₃O⁺] d’environ 10 %

Explication

La précision usuelle du pH est d’environ 0,05 unité ; on arrondit donc le résultat à une ou deux décimales, ce qui correspond ici à 4,37, et l’incertitude relative sur [H₃O⁺] est proche de 10 %. Une incertitude de 1 % sous-estime l’effet, trois décimales suggèrent une précision excessive et 10 unités confondent incertitude relative et absolue.

7. Pour déterminer le pH d’une nouvelle solution aqueuse, quelle démarche permet de vérifier que le résultat est cohérent avec les hypothèses retenues ?

Choisir un pH plausible, déduire les espèces présentes et vérifier ensuite la concentration initiale
Établir un tableau d’avancement pour chaque réaction, puis retenir le pH obtenu sans valider les hypothèses
Utiliser directement la concentration initiale, calculer le pH et écarter les réactions secondaires sans examen
Recenser les espèces et réactions, choisir la réaction prépondérante, établir l’avancement, calculer le pH et valider les hypothèses

Recenser les espèces et réactions, choisir la réaction prépondérante, établir l’avancement, calculer le pH et valider les hypothèses

Explication

Le calcul méthodique commence par l’inventaire des espèces et des réactions, puis la sélection de la réaction prépondérante et des simplifications ; on établit ensuite l’avancement, calcule [H₃O⁺] ou [HO⁻], en déduit le pH et valide les hypothèses. Le calcul direct néglige l’analyse chimique, le pH choisi d’avance inverse le raisonnement et l’absence de validation laisse les hypothèses non vérifiées.

8. Une solution acide apporte une concentration en ions H₃O⁺ nettement supérieure à 10−6 mol L−110^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}, et son pH calculé est 5,2. Comment traiter l’autoprotolyse de l’eau dans ce calcul ?

La négliger seulement si le pH dépasse 8, seuil applicable aux solutions acides
La négliger, car un pH inférieur à 6 indique un apport acide supérieur au seuil
La prendre en compte, car la concentration dépasse 10−6 mol L−110^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}
La prendre en compte, car tout pH inférieur à 7 rend l’autoprotolyse importante

La négliger, car un pH inférieur à 6 indique un apport acide supérieur au seuil

Explication

Pour un acide, l’autoprotolyse est généralement négligeable lorsque l’apport en H₃O⁺ dépasse 10−6 mol L−110^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}, ce qui correspond à un pH calculé inférieur à 6. Le seuil 8 concerne les bases, pH inférieur à 7 n’est pas le critère donné, et dépasser le seuil acide indique ici que l’apport domine.

9. On prépare une solution d’acide fort de concentration 4×10−7 mol L−14\times10^{-7}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. Quelle description du pH est appropriée ?

Il reste proche de 7, mais inférieur à 7, car l’autoprotolyse contribue aussi
Il vaut exactement 7, car l’autoprotolyse neutralise entièrement l’acide
Il reste proche de 7, mais supérieur à 7, comme pour une base très diluée
Il est déterminé par l’acide seul et vaut environ 6,4

Il reste proche de 7, mais inférieur à 7, car l’autoprotolyse contribue aussi

Explication

Pour un acide fort de concentration inférieure à 10−6 mol L−110^{-6}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}, l’autoprotolyse de l’eau contribue au bilan ; le pH reste proche de 7 tout en étant inférieur à 7. Le calcul par l’acide seul oublie cette contribution, le pH supérieur à 7 correspond au cas d’une base, et l’autoprotolyse ne rend pas le pH exactement neutre.

10. Dans un mélange, l’espèce X est plus concentrée que chacune des autres espèces, mais sa concentration est moins de dix fois supérieure à la leur. Comment la qualifier ?

Ni prédominante ni majoritaire
Majoritaire, mais pas prédominante
À la fois prédominante et majoritaire
Prédominante, mais pas majoritaire

Prédominante, mais pas majoritaire

Explication

Une espèce est prédominante si sa concentration dépasse celle des autres ; elle est majoritaire si elle est au moins dix fois supérieure. X est donc prédominante sans être majoritaire : la réponse « majoritaire » confond les seuils, « les deux » ignore le facteur dix, et « ni l’une ni l’autre » néglige sa concentration supérieure.

11. On ajoute une petite quantité d’acide à un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée, puis on le dilue modérément. Quelle propriété caractérise ce mélange comme une solution tampon ?

Son pH varie peu dans ces deux situations
Son pH varie peu lors de l’ajout d’acide, mais fortement à la dilution
Son pH reste exactement constant dans ces deux situations
Son pH varie peu à la dilution, mais fortement lors de l’ajout d’acide

Son pH varie peu dans ces deux situations

Explication

Une solution tampon est constituée d’un acide faible et de sa base conjuguée, et son pH varie peu lors d’ajouts modérés d’acide ou de base ainsi que lors d’une dilution modérée. Un pH exactement constant exagère cette résistance, tandis que les réponses qui écartent l’une des deux situations omettent une propriété du tampon.

12. Un tampon contient un acide faible HA de concentration initiale Ca,i=0,020 mol L−1C_{a,i}=0{,}020\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et sa base conjuguée A⁻ de concentration initiale Cb,i=0,040 mol L−1C_{b,i}=0{,}040\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quelle expression donne son pH ?

pH=pKa+log⁡(1/2)pH=pKa+\log(1/2)
pH=pKa+2pH=pKa+2
pH=2 pKapH=2\,pKa
pH=pKa+log⁡(2)pH=pKa+\log(2)

$$pH=pKa+\log(2)$$

Explication

Pour un tampon HA/A⁻, pH=pKa+log⁡(Cb,i/Ca,i)pH=pKa+\log(C_{b,i}/C_{a,i}) ; ici le rapport base sur acide vaut 0,040/0,020=20{,}040/0{,}020=2. Le rapport inversé donne log⁡(1/2)\log(1/2), tandis que les autres expressions omettent ou déforment le logarithme requis.

13. Deux tampons du même couple acide-base ont des concentrations égales en acide et en base conjuguée. Le second est plus dilué que le premier. Quelle comparaison décrit leur pouvoir tampon ?

Les deux sont au maximum pour leur composition, mais le plus dilué a un pouvoir tampon plus faible
Les deux ont le même pouvoir tampon, car leurs concentrations relatives sont égales
Le plus concentré est au maximum, tandis que le plus dilué ne l’est pas malgré l’égalité
Le plus dilué a un pouvoir tampon plus élevé, car les formes conjuguées sont plus mobiles

Les deux sont au maximum pour leur composition, mais le plus dilué a un pouvoir tampon plus faible

Explication

Le pouvoir tampon est maximal lorsque les concentrations d’acide et de base conjuguée sont égales, mais il diminue lorsque leur concentration totale baisse. La dilution ne renforce donc pas le pouvoir tampon, et l’égalité des proportions ne rend pas identiques les pouvoirs tampons à des concentrations totales différentes.

14. Lors du titrage complet d’un diacide H₂A par HO⁻, quelle succession de réactions décrit les deux étapes et le bilan global ?

H₂A + HO⁻ → HA⁻ + H₂O, puis HA⁻ + HO⁻ → A²⁻ + H₂O ; bilan : H₂A + 2 HO⁻ → A²⁻ + 2 H₂O
H₂A + 2 HO⁻ → HA⁻ + 2 H₂O, puis HA⁻ → A²⁻ + H₂O ; bilan : H₂A + 2 HO⁻ → A²⁻ + 2 H₂O
H₂A + HO⁻ → A²⁻ + H₂O, puis A²⁻ + HO⁻ → HA⁻ + H₂O ; bilan : H₂A + 2 HO⁻ → HA⁻ + 2 H₂O
H₂A + HO⁻ → HA⁻ + H₂O, puis HA⁻ + HO⁻ → A²⁻ + H₂O ; bilan : H₂A + HO⁻ → A²⁻ + 2 H₂O

H₂A + HO⁻ → HA⁻ + H₂O, puis HA⁻ + HO⁻ → A²⁻ + H₂O ; bilan : H₂A + 2 HO⁻ → A²⁻ + 2 H₂O

Explication

Le diacide perd ses protons en deux étapes : H₂A forme d’abord HA⁻, puis HA⁻ forme A²⁻, chaque étape consommant un ion HO⁻. Le bilan global consomme donc deux ions HO⁻ ; inverser les espèces ou omettre une neutralisation ne respecte pas cette succession.

15. La courbe de titrage d’un polyacide présente un seul saut de pH pour deux acidités successives. Quelle explication convient lorsque les deux pKa sont proches ?

Les deux acidités sont titrées simultanément et leurs variations de pH se confondent
La seconde acidité est trop faible pour provoquer une variation de pH observable
Le polyacide cède ses deux protons dans une seule réaction élémentaire
Les deux étapes restent séparées, mais leurs volumes d’équivalence sont égaux

Les deux acidités sont titrées simultanément et leurs variations de pH se confondent

Explication

Lorsque les pKa sont proches, les acidités successives peuvent être titrées simultanément, ce qui ne produit qu’un seul saut de pH. Une acidité trop faible constitue une autre explication possible d’un saut manquant, tandis que cette observation ne signifie pas que les étapes chimiques sont une seule réaction.

16. On titre un mélange de H₃O⁺ et d’acide éthanoïque CH₃COOH avec HO⁻. Quelle espèce est neutralisée en premier et quelles sont les réactions dans leur ordre ?

H₃O⁺ d’abord : H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O, puis CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O
H₃O⁺ d’abord : H₃O⁺ + HO⁻ → H₂O, puis CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + 2 H₂O
CH₃COO⁻ d’abord : CH₃COO⁻ + HO⁻ → CH₃COOH + H₂O, puis H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O
CH₃COOH d’abord : CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O, puis H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O

H₃O⁺ d’abord : H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O, puis CH₃COOH + HO⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

Explication

Dans un mélange d’acides, l’acide le plus fort est titré en premier : H₃O⁺ est neutralisé avant CH₃COOH. L’ordre inverse privilégie à tort l’acide faible, et les autres équations modifient incorrectement les espèces ou le bilan de neutralisation.

17. Quelle description correspond à un complexe de formule générale [MLn][ML_n] ?

Un édifice polyatomique formé de ligands liés entre eux autour d’un centre donneur
Une transformation chimique entre un métal et des ligands sans édifice associé
Un édifice polyatomique formé d’un centre lié à des ligands porteurs de doublets électroniques
Un édifice polyatomique formé d’un centre lié à des espèces dépourvues de doublets électroniques

Un édifice polyatomique formé d’un centre lié à des ligands porteurs de doublets électroniques

Explication

Un complexe est un édifice polyatomique où un atome ou un ion central est lié à des ligands qui portent des doublets électroniques. L’idée d’un centre donneur confond les rôles du métal et du ligand, tandis que l’absence de doublets ou l’absence d’édifice ne respecte pas cette définition.

18. Lors de la formation d’un complexe, un ligand fournit un doublet au centre métallique. Comment caractériser ces deux partenaires dans cette interaction ?

Le métal est la base de Lewis donneuse et le ligand l’acide accepteur
Le métal et le ligand sont deux acides de Lewis accepteurs
Le métal est l’acide de Lewis accepteur et le ligand la base donneuse
Le ligand est l’acide de Lewis accepteur et le métal la base donneuse

Le métal est l’acide de Lewis accepteur et le ligand la base donneuse

Explication

Le centre métallique accepte le doublet et agit comme acide de Lewis, tandis que le ligand le donne et agit comme base de Lewis ; la complexation relève donc d’une réaction acide-base de Lewis. L’inversion des rôles et l’attribution au ligand du rôle d’accepteur sont des confusions sur le sens du don électronique, et deux accepteurs ne décrivent pas cette interaction.

19. Une espèce possède trois atomes portant chacun un doublet non liant capable de se lier à un centre métallique. Quelle catégorie de ligand lui correspond ?

Un ligand simplement chargé
Un ligand nécessairement chélatant
Un ligand monodenté
Un ligand polydenté

Un ligand polydenté

Explication

Un ligand polydenté possède plusieurs atomes dont les doublets non liants peuvent se lier au centre métallique. Le terme monodenté correspond à un seul site donneur, la charge ne définit pas la denticité, et un chélate suppose en plus la formation de cycles avec le métal.

20. Une solution contenant de l’EDTA est acidifiée avant la complexation d’un métal. Quel paramètre doit-on prendre en compte pour évaluer la concentration effective de Y4−Y^{4-} ?

Le pH de la solution
Le nombre de cycles formés par le ligand
La nature des doublets du centre métallique
La concentration totale en métal

Le pH de la solution

Explication

La concentration effective de la forme Y4−Y^{4-} dépend du pH, qui influe sur la répartition des formes acido-basiques de l’EDTA. La concentration totale en métal, le nombre de cycles et les doublets du centre ne remplacent pas ce facteur.

21. Dans un complexe où l’EDTA atteint sa denticité maximale, quels atomes fournissent les six doublets de liaison au métal ?

Deux atomes d’oxygène et quatre atomes de carbone
Six atomes d’azote et aucun atome d’oxygène
Quatre atomes d’azote et deux atomes d’oxygène
Deux atomes d’azote et quatre atomes d’oxygène

Deux atomes d’azote et quatre atomes d’oxygène

Explication

L’EDTA est hexadenté : il peut établir jusqu’à six liaisons avec un métal grâce aux doublets de deux azotes et de quatre oxygènes. Les compositions alternatives modifient le nombre ou la nature des atomes donneurs.

22. Un cation métallique M3+M^{3+} forme un complexe avec Y4−Y^{4-}. Quelle écriture respecte la réaction générale de complexation et l’électroneutralité ?

M3++Y4+⇌[MY]7+\mathrm{M^{3+}+Y^{4+}\rightleftharpoons[MY]^{7+}}
M3++Y4−⇌[MY]3−\mathrm{M^{3+}+Y^{4-}\rightleftharpoons[MY]^{3-}}
M3++Y4−⇌[MY]+\mathrm{M^{3+}+Y^{4-}\rightleftharpoons[MY]^+}
M3++Y4−⇌[MY]−\mathrm{M^{3+}+Y^{4-}\rightleftharpoons[MY]^-}

$$\mathrm{M^{3+}+Y^{4-}\rightleftharpoons[MY]^-}$$

Explication

La charge du complexe est la somme des charges des réactifs : +3+(−4)=−1+3+(-4)=-1, d’où [MY]−[MY]^-. Une charge positive ou 3−3- ne conserve pas cette somme, et remplacer Y4−Y^{4-} par Y4+Y^{4+} inverse sa charge.

23. Parmi les complexes de l’EDTA ci-dessous, lequel présente la plus grande constante de formation, d’après les valeurs de log⁡β\log \beta ?

Le complexe de Fe3+\mathrm{Fe^{3+}}, avec log⁡β=25,1\log \beta=25{,}1
Le complexe de Zn2+\mathrm{Zn^{2+}}, avec log⁡β=16,7\log \beta=16{,}7
Le complexe de Na+\mathrm{Na^+}, avec log⁡β=1,7\log \beta=1{,}7
Le complexe de Al3+\mathrm{Al^{3+}}, avec log⁡β=16,3\log \beta=16{,}3

Le complexe de $$\mathrm{Fe^{3+}}$$, avec $$\log \beta=25{,}1$$

Explication

La plus grande valeur de log⁡β\log \beta dans les données est 25,125{,}1 pour le complexe de Fe3+\mathrm{Fe^{3+}}, ce qui correspond à la formation la plus favorable parmi les choix. L’aluminium et le zinc ont des valeurs inférieures, et le sodium est associé à la valeur la plus faible.

24. Dans un titrage complexométrique, on abaisse le pH d’une solution contenant un complexe métallique avec l’EDTA. Quel effet cela a-t-il sur le complexe ?

Sa stabilité diminue, car la protonation consomme des ions Y⁴⁻ et favorise sa dissociation.
Sa stabilité augmente, car la protonation fournit davantage d’ions Y⁴⁻ au métal.
Sa stabilité diminue parce que l’hydroxyde du métal précipite lorsque le pH baisse.
Sa stabilité augmente, car l’acidification empêche la dissociation du complexe.

Sa stabilité diminue, car la protonation consomme des ions Y⁴⁻ et favorise sa dissociation.

Explication

Une baisse du pH protonne l’EDTA et consomme les ions Y⁴⁻ disponibles, ce qui favorise la dissociation du complexe. L’idée d’une production de Y⁴⁻ inverse l’effet de la protonation, tandis que la précipitation de l’hydroxyde est associée à un pH trop élevé.

25. Pour former quantitativement un complexe avec l’EDTA, une solution contient des ions Mg²⁺. Quel pH minimal indiqué faut-il respecter ?

Un pH de 9.
Un pH de 2.
Un pH de 5.
Un pH de 10.

Un pH de 9.

Explication

Le pH minimal indiqué pour former quantitativement le complexe Mg–EDTA est 9. Le seuil de 5 concerne notamment Cu²⁺ et Zn²⁺, celui de 2 concerne Fe³⁺, et 10 n’est pas le seuil minimal donné pour Mg²⁺.

26. Lors d’un titrage direct du calcium par l’EDTA à pH 10 en présence de NET, tout le Ca²⁺ libre a été complexé et l’on approche de l’équivalence. Que se produit-il ensuite ?

L’EDTA détruit le complexe Ca-EDTA plus stable, et le NET se lie au calcium à l’équivalence.
Le complexe Ca-NET se renforce, et la couleur change lorsque tout l’EDTA est consommé.
Le NET libre fixe le calcium restant, puis l’EDTA libère le calcium à l’équivalence.
L’EDTA détruit progressivement le complexe Ca-NET moins stable, libérant le NET qui change de couleur à l’équivalence.

L’EDTA détruit progressivement le complexe Ca-NET moins stable, libérant le NET qui change de couleur à l’équivalence.

Explication

Après complexation du Ca²⁺ libre, l’EDTA transforme progressivement le complexe Ca-NET, moins stable, en complexe Ca-EDTA, plus stable. À l’équivalence, le NET libéré change la couleur; l’idée que Ca-NET se renforce inverse la stabilité relative des complexes.

27. Une eau présente une concentration totale en Ca²⁺ et Mg²⁺ de 3,0×10−4 mol⋅L−13{,}0\times10^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}. Quelle dureté cela représente-t-il en degrés hydrotimétriques ?

3 ∘TH3\ ^\circ\mathrm{TH}
300 ∘TH300\ ^\circ\mathrm{TH}
0,3 ∘TH0{,}3\ ^\circ\mathrm{TH}
30 ∘TH30\ ^\circ\mathrm{TH}

$$3\ ^\circ\mathrm{TH}$$

Explication

Un degré hydrotimétrique correspond à 10−4 mol⋅L−110^{-4}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} en concentration totale de calcium et de magnésium; 3,0×10−43{,}0\times10^{-4} correspond donc à 3 ∘TH3\ ^\circ\mathrm{TH}. La réponse 30 traduit une erreur d’un facteur dix, tandis que 0,3 et 300 résultent d’erreurs d’échelle.

28. La dissolution d’un solide est endothermique. Si l’on augmente la température, quelle évolution de la solubilité prévoit-on généralement ?

Elle reste inchangée, car seule la pression détermine la solubilité.
Elle diminue, car l’équilibre se déplace vers la formation du solide.
Elle augmente, car l’équilibre se déplace dans le sens endothermique de la dissolution.
Elle diminue, car toute hausse de température favorise la précipitation.

Elle augmente, car l’équilibre se déplace dans le sens endothermique de la dissolution.

Explication

Une hausse de température favorise le sens endothermique; lorsque la dissolution est endothermique, cela favorise la dissolution et augmente généralement la solubilité. La diminution proposée pour une précipitation endothermique concerne un autre cas.

29. Pour une dissolution, on connaît Ks,1K_{s,1} à la température T1T_1 et l’enthalpie standard de dissolution. Quelle relation intégrée de van’t Hoff permet de déterminer Ks,2K_{s,2} à T2T_2 ?

ln⁡Ks,1Ks,2=−ΔdissH∘R(1T2−1T1)\ln\frac{K_{s,1}}{K_{s,2}}=-\frac{\Delta_{\mathrm{diss}}H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)
ln⁡Ks,2Ks,1=−ΔdissH∘R(1T2−1T1)\ln\frac{K_{s,2}}{K_{s,1}}=-\frac{\Delta_{\mathrm{diss}}H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)
ln⁡Ks,2Ks,1=ΔdissH∘R(1T2−1T1)\ln\frac{K_{s,2}}{K_{s,1}}=\frac{\Delta_{\mathrm{diss}}H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)
ln⁡Ks,2Ks,1=−ΔdissH∘R(T2−T1)\ln\frac{K_{s,2}}{K_{s,1}}=-\frac{\Delta_{\mathrm{diss}}H^\circ}{R}(T_2-T_1)

$$\ln\frac{K_{s,2}}{K_{s,1}}=-\frac{\Delta_{\mathrm{diss}}H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)$$

Explication

La relation intégrée relie le logarithme du rapport Ks,2/Ks,1K_{s,2}/K_{s,1} au signe négatif de l’enthalpie de dissolution multiplié par la différence 1/T2−1/T11/T_2-1/T_1, le tout divisé par RR. Inverser le rapport ou supprimer le signe change le sens de variation, tandis que la différence directe des températures ne correspond pas à la relation de van’t Hoff.

30. Un sel peu soluble est placé dans une solution contenant déjà l’un de ses ions. Quel effet cette présence a-t-elle sur sa dissolution à l’équilibre ?

Elle favorise la formation du solide et augmente la solubilité.
Elle favorise la dissolution et augmente la solubilité.
Elle ne change pas la solubilité à l’équilibre.
Elle favorise la formation du solide et diminue la solubilité.

Elle favorise la formation du solide et diminue la solubilité.

Explication

L’ion déjà présent est un produit de la dissolution : l’équilibre se déplace vers le solide, ce qui diminue la solubilité. Une consommation d’ion dissous aurait l’effet opposé, tandis que la formation du solide n’augmente pas la solubilité.

31. Dans une solution saturée d’un précipité, un réactif secondaire consomme l’un des ions dissous issus de ce solide. Comment évolue la dissolution ?

Elle reste inchangée et la solubilité demeure constante.
Elle se déplace vers les ions et la solubilité augmente.
Elle se déplace vers le solide et la solubilité diminue.
Elle se déplace vers les ions et la solubilité diminue.

Elle se déplace vers les ions et la solubilité augmente.

Explication

La consommation d’un ion dissous incite l’équilibre à en reformer, donc favorise la dissolution et augmente la solubilité. L’ajout d’un ion commun favorise au contraire le solide, et une solubilité inchangée néglige l’effet de la réaction secondaire.

32. Un cation métallique porte une charge de +3+3. Quelle formule générale décrit son hydroxyde solide électriquement neutre ?

M(OH)(s)\mathrm{M(OH)(s)}
M3(OH)(s)\mathrm{M_3(OH)(s)}
M(OH)3(s)\mathrm{M(OH)_3(s)}
MO3H(s)\mathrm{MO_3H(s)}

$$\mathrm{M(OH)_3(s)}$$

Explication

La formule d’un hydroxyde métallique comprend autant d’anions HO−\mathrm{HO^-} que nécessaire pour compenser la charge du cation ; un cation de charge +3+3 s’associe donc à trois ions hydroxyde. Une seule unité hydroxyde ne compense pas cette charge, et les autres écritures ne respectent pas la formule générale.

33. On abaisse le pH d’une solution contenant un hydroxyde métallique peu soluble. Quelle évolution prévoit-on pour sa dissolution et sa solubilité ?

La dissolution vers les ions est favorisée et la solubilité augmente.
La formation du solide est favorisée et la solubilité augmente.
La formation du solide est favorisée et la solubilité diminue.
La dissolution vers les ions est favorisée et la solubilité diminue.

La dissolution vers les ions est favorisée et la solubilité augmente.

Explication

Une baisse du pH diminue la concentration en HO−\mathrm{HO^-} ; l’équilibre se déplace alors vers les ions, ce qui augmente la solubilité de l’hydroxyde. La hausse de HO−\mathrm{HO^-} correspondrait à une autre évolution du milieu et favoriserait le déplacement inverse.

34. À la limite de précipitation de Mn(OH)2\mathrm{Mn(OH)_2}, une solution contient des ions manganèse de concentration initiale [Mn2+]i[\mathrm{Mn^{2+}}]_i. Quelle relation doit satisfaire la concentration limite en ions hydroxyde ?

[Mn2+]i[HO−]lim=Ks[\mathrm{Mn^{2+}}]_i[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{lim}}=K_s
[Mn2+]i[HO−]lim2=Ks[\mathrm{Mn^{2+}}]_i[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{lim}}^2=K_s
[Mn2+]i[HO−]lim2=Ks\frac{[\mathrm{Mn^{2+}}]_i}{[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{lim}}^2}=K_s
[HO−]lim2=Ks[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{lim}}^2=K_s

$$[\mathrm{Mn^{2+}}]_i[\mathrm{HO^-}]_{\mathrm{lim}}^2=K_s$$

Explication

À la limite de précipitation, le produit ionique est égal à KsK_s et tient compte de la stœchiométrie de la dissolution : un ion manganèse pour deux ions hydroxyde. Omettre le carré, omettre le manganèse ou remplacer le produit par un quotient ne respecte pas cette relation.

35. Pour une demi-équation redox échangeant 33 électrons, le potentiel standard vaut 0,40 V0{,}40\,\mathrm{V}. Quelle expression donne son enthalpie libre standard, avec FF la constante de Faraday ?

Δ1/2G∘=3F×0,40\Delta_{1/2}G^\circ=3F\times0{,}40
Δ1/2G∘=−3×0,40\Delta_{1/2}G^\circ=-3\times0{,}40
Δ1/2G∘=−F×0,40\Delta_{1/2}G^\circ=-F\times0{,}40
Δ1/2G∘=−3F×0,40\Delta_{1/2}G^\circ=-3F\times0{,}40

$$\Delta_{1/2}G^\circ=-3F\times0{,}40$$

Explication

En conditions standard, Δ1/2G∘=−nFE∘\Delta_{1/2}G^\circ=-nFE^\circ ; ici, n=3n=3 et E∘=0,40 VE^\circ=0{,}40\,\mathrm{V}. Le signe positif inverse le signe, tandis que les autres expressions omettent soit nn, soit FF.

36. Dans un système redox, un réactif précipite l’oxydant du couple étudié. Quel effet cette précipitation a-t-elle sur le potentiel du couple ?

Le potentiel augmente, comme lors de la diminution du réducteur.
Le potentiel augmente, car la concentration de l’oxydant baisse.
Le potentiel reste inchangé, car la précipitation ne modifie pas le couple.
Le potentiel diminue, car la concentration de l’oxydant baisse.

Le potentiel diminue, car la concentration de l’oxydant baisse.

Explication

La précipitation de l’oxydant en diminue la concentration et abaisse le potentiel du couple. L’augmentation du potentiel correspond à la diminution du réducteur ; l’idée d’un potentiel inchangé néglige l’effet de la précipitation.

37. Dans un mélange, plusieurs réactions redox sont envisageables. Pour prévoir la réaction privilégiée à partir des espèces présentes, quelles espèces faut-il généralement faire réagir ?

L’oxydant le plus fort et le réducteur le plus faible présents.
L’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort présents.
L’oxydant le plus abondant et le réducteur le plus abondant présents.
L’oxydant le plus faible et le réducteur le plus faible présents.

L’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort présents.

Explication

La réaction redox privilégiée met généralement en jeu l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort parmi les espèces présentes. Les espèces les plus faibles inversent ce critère, tandis que l’abondance ne remplace pas la force redox.

38. Une réaction met en jeu un oxydant dont le couple a un potentiel standard de 0,72 V0{,}72\,\mathrm{V} et un réducteur dont le couple a un potentiel standard de 0,31 V0{,}31\,\mathrm{V}. Quel sens est favorisé, d’après le critère des potentiels standards ?

Le sens direct, car le potentiel du couple de l’oxydant est supérieur.
Le sens inverse, car les deux potentiels sont positifs.
Le sens direct, car le potentiel du couple de l’oxydant est inférieur.
Le sens inverse, car le potentiel du couple de l’oxydant est supérieur.

Le sens direct, car le potentiel du couple de l’oxydant est supérieur.

Explication

Le sens direct est favorisé si le potentiel standard du couple de l’oxydant qui réagit dépasse celui du couple du réducteur ; ici, 0,72>0,31 V0{,}72>0{,}31\,\mathrm{V}. Le sens inverse découle d’une comparaison inversée, et le fait que les potentiels soient positifs ne détermine pas à lui seul le sens.

39. Lors d’un titrage redox, une électrode indicatrice mesure un potentiel de 0,62 V0{,}62\,\mathrm{V} et l’électrode de référence un potentiel de 0,18 V0{,}18\,\mathrm{V}. Quelle valeur faut-il attribuer à UU ?

0,44 V0{,}44\,\mathrm{V}
0,80 V0{,}80\,\mathrm{V}
−0,44 V-0{,}44\,\mathrm{V}
0,62 V0{,}62\,\mathrm{V}

$$0{,}44\,\mathrm{V}$$

Explication

Le potentiel mesuré est la différence U=Emes−EreˊfU=E_{\mathrm{mes}}-E_{\mathrm{réf}}, donc 0,62−0,18=0,44 V0{,}62-0{,}18=0{,}44\,\mathrm{V}. La valeur négative inverse la soustraction, la somme additionne les potentiels et 0,62 V0{,}62\,\mathrm{V} omet le potentiel de référence.

40. Au cours d’un titrage potentiométrique redox, quel événement caractérise l’équivalence ?

Les deux réactifs sont en excès et le potentiel indicateur atteint un plateau.
Les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques et le potentiel indicateur varie brusquement.
Le réactif titré vient d’être ajouté et le potentiel de référence varie brusquement.
Le titrant est entièrement consommé et le potentiel indicateur reste constant.

Les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques et le potentiel indicateur varie brusquement.

Explication

À l’équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques, le réactif limitant change et le potentiel de l’électrode indicatrice varie brusquement. L’excès des deux réactifs, le début du titrage ou une variation de l’électrode de référence ne caractérisent pas ce point.

41. Quel dispositif permet à une pile de produire de l’électricité à partir d’une réaction redox spontanée ?

Deux compartiments séparant les couples, reliés par une jonction ionique sans circuit extérieur.
Deux compartiments séparant les couples, alimentés par un circuit imposant une réaction non spontanée.
Un compartiment réunissant les couples, relié à un circuit extérieur sans jonction ionique.
Deux compartiments séparant les couples, reliés par un circuit extérieur et une jonction ionique.

Deux compartiments séparant les couples, reliés par un circuit extérieur et une jonction ionique.

Explication

La pile convertit l’énergie chimique d’une réaction redox spontanée en énergie électrique en séparant les couples dans deux compartiments reliés par un circuit extérieur et une jonction ionique. Le mélange des couples supprime leur séparation, tandis que la jonction ionique ne remplace pas le circuit extérieur.

42. Dans une pile en fonctionnement, le couple Cu2+/Cu\mathrm{Cu^{2+}/Cu} possède l’oxydant le plus fort et le couple Zn2+/Zn\mathrm{Zn^{2+}/Zn} le réducteur le plus fort. Où se produisent la réduction et l’oxydation ?

Oxydation de Cu2+\mathrm{Cu^{2+}} à la cathode et réduction de Zn\mathrm{Zn} à l’anode.
Oxydation de Zn\mathrm{Zn} à la cathode et réduction de Cu2+\mathrm{Cu^{2+}} à l’anode.
Réduction de Zn2+\mathrm{Zn^{2+}} à la cathode et oxydation de Cu\mathrm{Cu} à l’anode.
Réduction de Cu2+\mathrm{Cu^{2+}} à la cathode et oxydation de Zn\mathrm{Zn} à l’anode.

Réduction de $$\mathrm{Cu^{2+}}$$ à la cathode et oxydation de $$\mathrm{Zn}$$ à l’anode.

Explication

La cathode est le siège de la réduction de l’oxydant le plus fort, ici Cu2+\mathrm{Cu^{2+}}, et l’anode celui de l’oxydation du réducteur le plus fort, ici Zn\mathrm{Zn}. Inverser les électrodes confond cathode et anode; faire réagir Zn2+\mathrm{Zn^{2+}} ou oxyder Cu2+\mathrm{Cu^{2+}} inverse les rôles des espèces redox.

43. Une pile relie ses deux compartiments par un circuit métallique extérieur et un pont salin. Quel transport s’effectue dans chacun de ces deux chemins ?

Les électrons vont de la borne négative à la positive dans le pont salin; les ions transportent le courant à l’extérieur.
Les électrons vont de la borne positive à la négative à l’extérieur; les ions transportent le courant dans le pont salin.
Les ions vont de la borne négative à la positive à l’extérieur; les électrons transportent le courant dans le pont salin.
Les électrons vont de la borne négative à la positive à l’extérieur; les ions transportent le courant dans le pont salin.

Les électrons vont de la borne négative à la positive à l’extérieur; les ions transportent le courant dans le pont salin.

Explication

Les électrons circulent dans le circuit extérieur de la borne négative vers la borne positive, tandis que les ions assurent le transport du courant dans la jonction, par exemple le pont salin. L’option qui inverse le sens des électrons confond le sens électronique avec celui du courant conventionnel; les autres échangent les rôles des deux chemins.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 92 flashcards sur Équilibres en solution aqueuse.

Que consomme entièrement une réaction totale ?

Le réactif limitant.

Quelles étapes permettent de déterminer l’état final d’une réaction chimique ?

Écrire l’équation et le tableau d’avancement, identifier le type de réaction, puis calculer l’avancement volumique.

Comment calculer la constante d’équilibre d’une réaction cible, somme de plusieurs réactions ?

En multipliant les constantes d’équilibre des réactions additionnées.

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Consultez la fiche de révision complète sur Équilibres en solution aqueuse.

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