QCM : Équilibres et réactions chimiques (41 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelles catégories regroupent les principaux types de réactions chimiques ?

Solubilisation et précipitation, hydrolyse, condensation et cristallisation
Acide-base, oxydo-réduction, vaporisation et décomposition thermique
Dissociation et association, neutralisation, combustion et polymérisation
Solubilisation et précipitation, acide-base, oxydo-réduction et complexation

Solubilisation et précipitation, acide-base, oxydo-réduction et complexation

Explication

Les réactions sont classées en réactions de solubilisation et de précipitation, acide-base, d’oxydo-réduction et de complexation. La combustion et la polymérisation ne font pas partie de cette classification.

2. Pourquoi l’eau favorise-t-elle la dissolution de nombreux solutés ionisables dans les transformations biochimiques, géochimiques et industrielles ?

Sa constante diélectrique, sa polarité et ses liaisons hydrogène favorisent la dissolution.
Sa faible polarité et ses faibles interactions moléculaires stabilisent les ions dissous.
Son faible pouvoir diélectrique renforce les attractions entre ions de charges opposées.
Ses liaisons covalentes avec les solutés convertissent généralement les ions en précipités.

Sa constante diélectrique, sa polarité et ses liaisons hydrogène favorisent la dissolution.

Explication

La constante diélectrique, la polarité et les liaisons hydrogène de l’eau contribuent à dissoudre de nombreux solutés ionisables. Un faible pouvoir diélectrique renforcerait plutôt les attractions entre ions, et ne correspond pas à la propriété indiquée.

3. Quelle distinction décrit correctement le comportement du sucre et d’un électrolyte lorsqu’ils sont dissous dans l’eau ?

Le sucre et un électrolyte se dissocient tous deux en ions, mais seul le sucre rend la solution conductrice.
Le sucre et un électrolyte restent tous deux moléculaires, mais l’électrolyte conduit par ses molécules hydratées.
Le sucre hydraté reste moléculaire et ne conduit pas, tandis qu’un électrolyte forme des ions et rend la solution conductrice.
Le sucre hydraté forme des ions conducteurs, tandis qu’un électrolyte reste moléculaire et ne conduit pas.

Le sucre hydraté reste moléculaire et ne conduit pas, tandis qu’un électrolyte forme des ions et rend la solution conductrice.

Explication

Le sucre dissous reste non dissocié et ne rend pas la solution conductrice, tandis qu’un électrolyte produit des ions qui permettent la conduction. La présence d’ions, et non la simple hydratation de molécules, distingue le comportement d’un électrolyte.

4. Quelle comparaison entre NaCl et CH₃COOH dans l’eau illustre la différence entre un électrolyte fort et un électrolyte faible ?

NaCl se dissocie entièrement, tandis que CH₃COOH ne se dissocie que partiellement.
Les deux se dissocient entièrement, mais CH₃COOH produit moins d’ions par molécule.
NaCl se dissocie partiellement, tandis que CH₃COOH se dissocie entièrement.
Les deux se dissocient partiellement, mais NaCl produit davantage de molécules hydratées.

NaCl se dissocie entièrement, tandis que CH₃COOH ne se dissocie que partiellement.

Explication

NaCl est un électrolyte fort qui se dissocie entièrement, alors que CH₃COOH est un électrolyte faible qui ne se dissocie que partiellement. Le caractère faible de l’acide acétique ne signifie pas que sa dissociation est complète.

5. Comment définit-on le degré de dissociation α\alpha d’un soluté ?

Comme le rapport du nombre total de moles au nombre de moles dissociées dans la solution.
Comme la différence entre le nombre de moles initiales et le nombre de moles dissociées.
Comme le rapport du nombre de moles d’ions au volume total de la solution.
Comme le rapport du nombre de moles dissociées au nombre total de moles de la substance.

Comme le rapport du nombre de moles dissociées au nombre total de moles de la substance.

Explication

Le degré de dissociation est la fraction des moles initiales de la substance qui s’est dissociée. Le rapport au volume décrit une concentration, pas le degré de dissociation.

6. À température constante, que devient le degré de dissociation d’un électrolyte faible lorsque sa concentration augmente ?

Il devient égal à celui d’un électrolyte fort lorsque la concentration augmente.
Il diminue lorsque la concentration augmente.
Il augmente lorsque la concentration augmente.
Il reste constant malgré une hausse de concentration.

Il diminue lorsque la concentration augmente.

Explication

Pour un électrolyte faible, une augmentation de concentration entraîne une diminution du degré de dissociation à température constante. Une hausse de concentration ne le transforme pas en électrolyte fort, dont le degré de dissociation vaut un.

7. Que désigne la solubilité d’un composé dans l’eau ?

La quantité minimale de composé nécessaire pour former un précipité dans l’eau.
La quantité maximale de composé que l’on peut dissoudre dans un volume donné.
La quantité d’ions produite par la dissolution, indépendamment du volume considéré.
La quantité totale de composé ajoutée à l’eau, qu’elle soit dissoute ou solide.

La quantité maximale de composé que l’on peut dissoudre dans un volume donné.

Explication

La solubilité correspond à la quantité maximale de composé dissoute dans un volume donné et s’exprime généralement en g/L ou en mol/L. La quantité ajoutée peut dépasser cette limite si une partie du composé reste solide.

8. À 25 °C, quelles valeurs caractérisent le produit ionique de dissolution et la solubilité ionique de AgCl dans l’eau pure ?

Ksp=10−4,87K_{sp}=10^{-4,87} et S=10−9,75 mol/LS=10^{-9,75}\,\mathrm{mol/L}
Ksp=10−9,75K_{sp}=10^{-9,75} et S=10−9,75 mol/LS=10^{-9,75}\,\mathrm{mol/L}
Ksp=10−4,87K_{sp}=10^{-4,87} et S=10−4,87 mol/LS=10^{-4,87}\,\mathrm{mol/L}
Ksp=10−9,75K_{sp}=10^{-9,75} et S=10−4,87 mol/LS=10^{-4,87}\,\mathrm{mol/L}

$$K_{sp}=10^{-9,75}$$ et $$S=10^{-4,87}\,\mathrm{mol/L}$$

Explication

À 25 °C, le produit ionique de AgCl vaut 10−9,7510^{-9,75} et sa solubilité ionique dans l’eau pure vaut 10−4,87 mol/L10^{-4,87}\,\mathrm{mol/L}. Intervertir ces valeurs confond le produit ionique et la solubilité.

9. Quelle distinction faut-il faire entre la solubilité ionique et la solubilité vraie d’un composé ?

La solubilité ionique compte les espèces ioniques dissoutes, tandis que la solubilité vraie inclut aussi les formes moléculaires non dissociées.
La solubilité ionique mesure les molécules non dissociées, tandis que la solubilité vraie exclut ces molécules.
La solubilité ionique compte les solides précipités, tandis que la solubilité vraie inclut les formes dissoutes et précipitées.
La solubilité ionique compte les ions et les molécules dissoutes, tandis que la solubilité vraie compte les ions dissociés.

La solubilité ionique compte les espèces ioniques dissoutes, tandis que la solubilité vraie inclut aussi les formes moléculaires non dissociées.

Explication

La solubilité ionique ne compte que les espèces ioniques dissoutes, alors que la solubilité vraie tient également compte des molécules dissoutes non dissociées. La confusion consiste à attribuer les molécules non dissociées à la solubilité ionique plutôt qu’à la solubilité vraie.

10. Pourquoi le KspK_{sp} ne suffit-il pas toujours à déterminer la solubilité totale d’un composé ?

Il caractérise la solubilité ionique, mais les formes moléculaires ou complexées peuvent contribuer à la solubilité totale.
Il caractérise la quantité de solide précipité, mais les molécules dissoutes ne contribuent pas à la solubilité.
Il caractérise les complexes dissous, mais les formes ioniques ne contribuent pas à la solubilité totale.
Il caractérise la solubilité totale, mais les ions libres peuvent contribuer à la solubilité ionique.

Il caractérise la solubilité ionique, mais les formes moléculaires ou complexées peuvent contribuer à la solubilité totale.

Explication

Le KspK_{sp} renseigne sur la solubilité ionique et ne décrit pas nécessairement la quantité totale dissoute si des formes moléculaires ou complexées sont importantes. Le confondre avec une mesure directe de la solubilité totale néglige ces espèces dissoutes.

11. À force ionique modérée, quel effet un ion étranger indifférent a-t-il sur la solubilité d’un composé, par comparaison avec un ion commun ?

Il la diminue, alors qu’un ion commun ne la modifie pas.
Il ne la modifie pas, alors qu’un ion commun l’augmente.
Il l’augmente, alors qu’un ion commun la diminue.
Il ne la modifie pas, alors qu’un ion commun la diminue.

Il ne la modifie pas, alors qu’un ion commun la diminue.

Explication

À force ionique modérée, l’ion indifférent ne modifie pas la solubilité, tandis que l’ion commun la diminue. L’idée que l’ion commun l’augmente inverse l’effet associé à sa présence en solution.

12. Quelle solubilité de AgBr obtient-on dans une solution contenant 10−3 M10^{-3}\,\mathrm{M} de Br−\mathrm{Br^-} provenant de NaBr ?

Environ 10−8 M10^{-8}\,\mathrm{M}, comme dans l’eau pure.
Environ 10−9 M10^{-9}\,\mathrm{M}, contre 10−8 M10^{-8}\,\mathrm{M} dans l’eau pure.
Environ 10−13 M10^{-13}\,\mathrm{M}, contre 10−8 M10^{-8}\,\mathrm{M} dans l’eau pure.
Environ 10−13 M10^{-13}\,\mathrm{M}, contre 10−9 M10^{-9}\,\mathrm{M} dans l’eau pure.

Environ $$10^{-13}\,\mathrm{M}$$, contre $$10^{-8}\,\mathrm{M}$$ dans l’eau pure.

Explication

La présence de 10−3 M10^{-3}\,\mathrm{M} de bromure ramène la solubilité de AgBr à environ 10−13 M10^{-13}\,\mathrm{M}, au lieu de 10−8 M10^{-8}\,\mathrm{M} dans l’eau pure. La valeur d’environ 10−9 M10^{-9}\,\mathrm{M} correspond à une concentration initiale de bromure beaucoup plus faible.

13. Qu’est-ce qui caractérise un acide de Brønsted mis en solution dans un solvant ?

Il peut capter un ou plusieurs protons.
Il peut libérer un ou plusieurs protons.
Il peut libérer ou capter des électrons.
Il peut former des ions hydroxydes en solution.

Il peut libérer un ou plusieurs protons.

Explication

Un acide de Brønsted est capable de céder un ou plusieurs protons en solution. La capture de protons caractérise une base de Brønsted, et non un acide.

14. Quel comportement définit une base de Brønsted mise en solution dans un solvant ?

Elle peut capter ou libérer des électrons.
Elle peut libérer un ou plusieurs protons.
Elle peut capter un ou plusieurs protons.
Elle peut libérer des ions hydroxydes dans tous les cas.

Elle peut capter un ou plusieurs protons.

Explication

Une base de Brønsted peut capter un ou plusieurs protons lorsqu’elle est en solution. La libération de protons décrit le comportement d’un acide de Brønsted.

15. Que devient l’acide BH\mathrm{BH} lorsqu’il perd un proton, et que devient la base B−\mathrm{B^-} lorsqu’elle en capte un ?

BH\mathrm{BH} devient B−\mathrm{B^-}, et B−\mathrm{B^-} devient BH\mathrm{BH}.
BH\mathrm{BH} devient B−\mathrm{B^-}, et B−\mathrm{B^-} devient B2H\mathrm{B_2H}.
BH\mathrm{BH} devient BH2+\mathrm{BH_2^+}, et B−\mathrm{B^-} devient B2−\mathrm{B^{2-}}.
BH\mathrm{BH} devient B+\mathrm{B^+}, et B−\mathrm{B^-} devient BH\mathrm{BH}.

$$\mathrm{BH}$$ devient $$\mathrm{B^-}$$, et $$\mathrm{B^-}$$ devient $$\mathrm{BH}$$.

Explication

La perte d’un proton transforme BH\mathrm{BH} en sa base conjuguée B−\mathrm{B^-}, tandis que la capture d’un proton par B−\mathrm{B^-} reforme son acide conjugué BH\mathrm{BH}. La formation de BH2+\mathrm{BH_2^+} supposerait la capture d’un proton supplémentaire par BH\mathrm{BH}.

16. Pourquoi l’eau est-elle qualifiée d’ampholyte ou d’amphotère ?

Elle peut capter des protons et former des ions hydroxydes.
Elle peut céder ou capter des protons.
Elle peut céder ou capter des électrons.
Elle peut former un acide ou un sel sans échange de proton.

Elle peut céder ou capter des protons.

Explication

L’eau est ampholyte parce qu’elle peut agir comme donneur ou comme accepteur de protons. La seule capture de protons ne rend pas compte de cette double capacité.

17. À 25 ∘C25\,^{\circ}\mathrm{C}, quelles concentrations en ions hydrogène et hydroxyde caractérisent l’eau pure ?

[H+]=[OH−]=10−14 M[\mathrm{H^+}]=[\mathrm{OH^-}]=10^{-14}\,\mathrm{M}, avec Ke=10−28K_e=10^{-28}.
[H+]=10−7 M[\mathrm{H^+}]=10^{-7}\,\mathrm{M} et [OH−]=10−14 M[\mathrm{OH^-}]=10^{-14}\,\mathrm{M}, avec Ke=10−21K_e=10^{-21}.
[H+]=[OH−]=10−7 M[\mathrm{H^+}]=[\mathrm{OH^-}]=10^{-7}\,\mathrm{M}, avec Ke=10−14K_e=10^{-14}.
[H+]=10−14 M[\mathrm{H^+}]=10^{-14}\,\mathrm{M} et [OH−]=10−7 M[\mathrm{OH^-}]=10^{-7}\,\mathrm{M}, avec Ke=10−21K_e=10^{-21}.

$$[\mathrm{H^+}]=[\mathrm{OH^-}]=10^{-7}\,\mathrm{M}$$, avec $$K_e=10^{-14}$$.

Explication

Dans l’eau pure à 25 ∘C25\,^{\circ}\mathrm{C}, les deux concentrations sont égales à 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M}, et leur produit vaut Ke=10−14K_e=10^{-14}. Une concentration de 10−14 M10^{-14}\,\mathrm{M} pour un seul des ions ne correspond pas à l’état de l’eau pure à cette température.

18. Comment définit-on le pH et le pOH à partir des concentrations ioniques ?

pH=−log⁡[H+]pH=-\log[\mathrm{H^+}] et pOH=−log⁡[OH−]pOH=-\log[\mathrm{OH^-}].
pH=log⁡[H+]pH=\log[\mathrm{H^+}] et pOH=log⁡[OH−]pOH=\log[\mathrm{OH^-}].
pH=−log⁡([H+][OH−])pH=-\log([\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}]) et pOH=−log⁡[OH−]pOH=-\log[\mathrm{OH^-}].
pH=−log⁡[OH−]pH=-\log[\mathrm{OH^-}] et pOH=−log⁡[H+]pOH=-\log[\mathrm{H^+}].

$$pH=-\log[\mathrm{H^+}]$$ et $$pOH=-\log[\mathrm{OH^-}]$$.

Explication

Le pH est l’opposé du logarithme de la concentration en ions hydrogène, et le pOH celui de la concentration en ions hydroxyde. Intervertir les deux concentrations attribue à chaque grandeur la définition de l’autre.

19. À 25 ∘C25\,^{\circ}\mathrm{C}, une solution a un pH de 5 ; quelle description est correcte ?

Son pOH vaut 9 et la solution est acide.
Son pOH vaut 14 et la solution est neutre.
Son pOH vaut 9 et la solution est basique.
Son pOH vaut 5 et la solution est acide.

Son pOH vaut 9 et la solution est acide.

Explication

À 25 ∘C25\,^{\circ}\mathrm{C}, pH+pOH=14pH+pOH=14, donc un pH de 5 correspond à un pOH de 9 ; un pH inférieur à 7 indique une solution acide. Un pOH de 5 donnerait plutôt un pH de 9, caractéristique d’une solution basique.

20. Une solution contient un acide fort de concentration totale CaC_a. Quelle relation permet de calculer son pH après dissociation complète ?

pH=−log⁡KaCapH=-\log\sqrt{K_aC_a}
pH=−log⁡CapH=-\log C_a
pH=pKe+log⁡CapH=pK_e+\log C_a
pH=pKe−log⁡CapH=pK_e-\log C_a

$$pH=-\log C_a$$

Explication

La dissociation complète d’un acide fort donne [H3O+]=Ca[H_3O^+]=C_a, d’où pH=−log⁡CapH=-\log C_a. La relation faisant intervenir pKepK_e correspond au calcul du pH d’une base forte.

21. Pour une base forte de concentration CbC_b, quelle expression donne le pH à partir de pCb=−log⁡CbpC_b=-\log C_b ?

pH=pKe−pCbpH=pK_e-pC_b
pH=pKe+log⁡CbpH=pK_e+\log C_b
pH=−log⁡CbpH=-\log C_b
pH=pCb−pKepH=pC_b-pK_e

$$pH=pK_e-pC_b$$

Explication

La base forte fournit une concentration en ions hydroxyde égale à CbC_b, ce qui conduit à pH=pKe−pCbpH=pK_e-pC_b. L’expression −log⁡Cb-\log C_b correspond au pOH, pas au pH.

22. Pour un acide faible seul de concentration initiale CaC_a, quelle approximation fournit la concentration en ions oxonium ?

[H3O+]=KeCaKa[H_3O^+]=\sqrt{\frac{K_eC_a}{K_a}}
[H3O+]=KaCa[H_3O^+]=K_aC_a
[H3O+]=KaCaCb[H_3O^+]=K_a\frac{C_a}{C_b}
[H3O+]=KaCa[H_3O^+]=\sqrt{K_aC_a}

$$[H_3O^+]=\sqrt{K_aC_a}$$

Explication

Pour un acide faible seul, l’approximation relie la concentration en ions oxonium à la racine carrée du produit KaCaK_aC_a. La relation contenant CbC_b s’applique à un mélange d’un couple acide-base faible.

23. Une solution contient un couple acide-base faible aux concentrations initiales CaC_a et CbC_b. Quelle approximation donne sa concentration en ions oxonium ?

[H3O+]=KeCbKa[H_3O^+]=\sqrt{\frac{K_eC_b}{K_a}}
[H3O+]=KaCa[H_3O^+]=\sqrt{K_aC_a}
[H3O+]=KaCbCa[H_3O^+]=K_a\frac{C_b}{C_a}
[H3O+]=KaCaCb[H_3O^+]=K_a\frac{C_a}{C_b}

$$[H_3O^+]=K_a\frac{C_a}{C_b}$$

Explication

Pour ce mélange, l’approximation est [H3O+]=KaCaCb[H_3O^+]=K_a\frac{C_a}{C_b}, soit une dépendance au rapport acide sur base. Inverser ce rapport ferait varier la concentration dans le sens opposé à celui indiqué par cette relation.

24. Quelle concentration en protons correspond au pH sanguin normal de 7,4 ?

10−7,4 M10^{-7,4}\,\mathrm{M}
10−6,4 M10^{-6,4}\,\mathrm{M}
10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M}
107,4 M10^{7,4}\,\mathrm{M}

$$10^{-7,4}\,\mathrm{M}$$

Explication

Un pH de 7,4 correspond à [H+]=10−7,4 M[H^+]=10^{-7,4}\,\mathrm{M}. La valeur 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M} correspond à un pH de 7, et non de 7,4.

25. Un patient voit son pH sanguin diminuer. Comment nomme-t-on cette variation de l’équilibre acido-basique ?

Une alcalose, car le pH sanguin augmente
Une alcalose, car le pH sanguin baisse
Une acidose, car le pH sanguin augmente
Une acidose, car le pH sanguin baisse

Une acidose, car le pH sanguin baisse

Explication

Une diminution du pH sanguin correspond à une acidose, tandis qu’une augmentation correspond à une alcalose. Associer la baisse du pH à l’alcalose inverse les deux notions.

26. Quel couple constitue le principal tampon du sang, et quelle est sa valeur de pKapK_a ?

H2CO3/HCO3−H_2CO_3/HCO_3^-, avec pKa=6,36pK_a=6,36
H2CO3/HCO3−H_2CO_3/HCO_3^-, avec pKa=7,40pK_a=7,40
H2PO4−/HPO42−H_2PO_4^-/HPO_4^{2-}, avec pKa=7,40pK_a=7,40
HCl/Cl−HCl/Cl^-, avec pKa=6,36pK_a=6,36

$$H_2CO_3/HCO_3^-$$, avec $$pK_a=6,36$$

Explication

Le principal tampon sanguin est le couple acide carbonique/bicarbonate, de pKa=6,36pK_a=6,36. La valeur 7,40 est le pH sanguin, et non le pKapK_a de ce couple.

27. Après l’ajout de 0,01 mole de HCl à un litre de sang et à un litre de solution saline isotonique, quels changements de pH observe-t-on respectivement ?

Le pH sanguin passe de 7,4 à 7 et celui de la solution saline de 7 à 2.
Le pH sanguin passe de 7,4 à 7,2 et celui de la solution saline de 7 à 6,8.
Le pH sanguin passe de 7,4 à 2 et celui de la solution saline de 7 à 7,2.
Le pH sanguin passe de 7,4 à 7,2 et celui de la solution saline de 7 à 2.

Le pH sanguin passe de 7,4 à 7,2 et celui de la solution saline de 7 à 2.

Explication

Le tampon sanguin limite la variation du pH, qui passe de 7,4 à 7,2, alors que la solution saline passe de 7 à 2. La variation importante concerne la solution saline, et non le sang tamponné.

28. Lors d’un transfert d’électrons, quel rôle joue une espèce réductrice ?

Elle se réduit en donnant des électrons à l’espèce qu’elle oxyde.
Elle se réduit en acceptant des électrons de l’espèce qu’elle oxyde.
Elle s’oxyde en donnant des électrons à l’espèce qu’elle réduit.
Elle s’oxyde en acceptant des électrons de l’espèce qu’elle réduit.

Elle s’oxyde en donnant des électrons à l’espèce qu’elle réduit.

Explication

Un réducteur cède des électrons à une autre espèce et s’oxyde lui-même. L’espèce qui accepte les électrons est l’oxydant, et non le réducteur.

29. Quelle description caractérise une espèce oxydante lors d’une réaction d’oxydoréduction ?

Elle s’oxyde en donnant des électrons à l’espèce qu’elle réduit.
Elle se réduit en donnant des électrons à l’espèce qu’elle oxyde.
Elle s’oxyde en acceptant des électrons de l’espèce qu’elle réduit.
Elle se réduit en acceptant des électrons de l’espèce qu’elle oxyde.

Elle se réduit en acceptant des électrons de l’espèce qu’elle oxyde.

Explication

Un oxydant accepte des électrons et se réduit, tout en oxydant l’espèce qui les lui cède. La donation d’électrons décrit le rôle du réducteur.

30. Dans la réaction globale Red1+Ox2→Ox1+Red2\mathrm{Red_1 + Ox_2 \rightarrow Ox_1 + Red_2}, dans quel sens les électrons sont-ils transférés ?

De Red1\mathrm{Red_1} vers Ox2\mathrm{Ox_2}
De Ox2\mathrm{Ox_2} vers Red1\mathrm{Red_1}
De Red2\mathrm{Red_2} vers Ox1\mathrm{Ox_1}
De Ox1\mathrm{Ox_1} vers Red2\mathrm{Red_2}

De $$\mathrm{Red_1}$$ vers $$\mathrm{Ox_2}$$

Explication

Dans cette écriture, Red1\mathrm{Red_1} cède les électrons et Ox2\mathrm{Ox_2} les accepte. Le transfert inverse attribuerait à l’oxydant le rôle de donneur d’électrons.

31. Quelle convention définit le potentiel standard de l’électrode standard à hydrogène pour le couple 2H+/H22\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2 ?

Il est fixé à +0,340 V+0{,}340\ \mathrm{V}.
Il est fixé à 0,000 V0{,}000\ \mathrm{V}.
Il est fixé à +1,000 V+1{,}000\ \mathrm{V}.
Il est fixé à −0,760 V-0{,}760\ \mathrm{V}.

Il est fixé à $$0{,}000\ \mathrm{V}$$.

Explication

L’électrode standard à hydrogène sert de référence, et son potentiel standard est fixé par convention à 0,000 V0{,}000\ \mathrm{V}. Les valeurs positives ou négatives proposées correspondent à d’autres potentiels standard, et non à celui de cette électrode de référence.

32. Lorsqu’on utilise le potentiel standard tabulé d’un couple redox, quelle réaction ce potentiel décrit-il ?

L’oxydation du réducteur en son oxydant conjugué.
La réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué.
Le transfert simultané d’électrons dans les deux sens.
La formation d’un précipité à partir de l’oxydant.

La réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué.

Explication

Les potentiels standard tabulés se rapportent à la réaction de réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué. L’oxydation correspond à la réaction inverse, et non à la convention utilisée pour la valeur tabulée.

33. Dans une pile galvanique, où se produisent respectivement l’oxydation et la réduction ?

À l’anode, puis également à l’anode.
À l’anode, puis à la cathode.
À la cathode, puis à l’anode.
À la cathode, puis également à la cathode.

À l’anode, puis à la cathode.

Explication

L’anode est le siège de l’oxydation, tandis que la cathode est le siège de la réduction dans une pile galvanique. Inverser ces deux électrodes confond le lieu de chaque demi-réaction.

34. Comment calcule-t-on la différence de potentiel standard d’une pile à partir des potentiels standard de ses électrodes ?

ΔE∘=Eanode∘−Ecathode∘\Delta E^\circ=E^\circ_{\mathrm{anode}}-E^\circ_{\mathrm{cathode}}
ΔE∘=Ecathode∘×Eanode∘\Delta E^\circ=E^\circ_{\mathrm{cathode}}\times E^\circ_{\mathrm{anode}}
ΔE∘=Ecathode∘−Eanode∘\Delta E^\circ=E^\circ_{\mathrm{cathode}}-E^\circ_{\mathrm{anode}}
ΔE∘=Ecathode∘+Eanode∘\Delta E^\circ=E^\circ_{\mathrm{cathode}}+E^\circ_{\mathrm{anode}}

$$\Delta E^\circ=E^\circ_{\mathrm{cathode}}-E^\circ_{\mathrm{anode}}$$

Explication

La différence de potentiel standard de la pile est le potentiel de la cathode moins celui de l’anode. Soustraire le potentiel de la cathode à celui de l’anode inverserait le signe de la différence définie.

35. Quelle expression donne le potentiel électrochimique d’une espèce chargée de charge zkz_k, en présence du potentiel électrique ϕk\phi_k ?

μ~k=μk−Fzkϕk\tilde{\mu}_k=\mu_k-Fz_k\phi_k
μ~k=μk+Fϕk\tilde{\mu}_k=\mu_k+F\phi_k
μ~k=F+zkμkϕk\tilde{\mu}_k=F+z_k\mu_k\phi_k
μ~k=μk+Fzkϕk\tilde{\mu}_k=\mu_k+Fz_k\phi_k

$$\tilde{\mu}_k=\mu_k+Fz_k\phi_k$$

Explication

Le potentiel électrochimique comprend le potentiel chimique μk\mu_k et le terme électrique FzkϕkFz_k\phi_k. L’expression qui omet la charge de l’espèce ne tient pas compte de son signe et de sa valeur dans ce terme.

36. Pour un transfert de nn électrons, quelle relation lie la variation d’énergie libre de réaction à la différence de potentiel ?

ΔGrxn=−FΔEn\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-\frac{F\Delta E}{n}
ΔGrxn=−nF(ΔE)2\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF(\Delta E)^2
ΔGrxn=nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=nF\Delta E
ΔGrxn=−nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E

$$\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E$$

Explication

La variation d’énergie libre de réaction est reliée à la différence de potentiel par ΔGrxn=−nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E. La relation sans signe négatif inverse le lien entre le signe de la variation d’énergie libre et celui de la différence de potentiel.

37. En conditions standard, quelle paire de relations relie l’énergie libre standard à la différence de potentiel standard et à la constante d’équilibre ?

ΔG∘=−nFΔE∘\Delta G^\circ=-nF\Delta E^\circ et ΔG∘=−RTln⁡Keq\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{eq}}
ΔG∘=−FΔE∘\Delta G^\circ=-F\Delta E^\circ et ΔG∘=−RTKeq\Delta G^\circ=-RTK_{\mathrm{eq}}
ΔG∘=nFΔE∘\Delta G^\circ=nF\Delta E^\circ et ΔG∘=−RTln⁡Keq\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{eq}}
ΔG∘=−nFΔE∘\Delta G^\circ=-nF\Delta E^\circ et ΔG∘=RTln⁡Keq\Delta G^\circ=RT\ln K_{\mathrm{eq}}

$$\Delta G^\circ=-nF\Delta E^\circ$$ et $$\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{eq}}$$

Explication

En conditions standard, ΔG∘\Delta G^\circ vaut −nFΔE∘-nF\Delta E^\circ et aussi −RTln⁡Keq-RT\ln K_{\mathrm{eq}}. Changer le signe devant le terme logarithmique donnerait une dépendance incorrecte de l’énergie libre à la constante d’équilibre.

38. À 25 ∘C25\ ^\circ\mathrm{C}, quelle équation de Nernst permet de calculer ΔE\Delta E pour une réaction redox de quotient réactionnel QQ ?

ΔE=ΔE∘−n0,059log⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{n}{0{,}059}\log Q
ΔE=ΔE∘−0,059nlog⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{0{,}059}{n}\log Q
ΔE=ΔE∘−0,059nlog⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-0{,}059n\log Q
ΔE=ΔE∘+0,059nlog⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ+\frac{0{,}059}{n}\log Q

$$\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{0{,}059}{n}\log Q$$

Explication

À cette température, la correction de Nernst est −0,059nlog⁡Q-\frac{0{,}059}{n}\log Q. Placer nn au numérateur au lieu du dénominateur modifierait incorrectement l’effet du nombre d’électrons transférés.

39. Que décrivent les constantes de stabilité successives KiK_i lors de la formation d’un complexe ?

L’équilibre global après l’ajout de plusieurs ligands.
Chaque équilibre correspondant à l’ajout d’un ligand.
La précipitation du métal avant la fixation du premier ligand.
La dissociation simultanée de tous les ligands du complexe.

Chaque équilibre correspondant à l’ajout d’un ligand.

Explication

Chaque constante successive KiK_i décrit une étape de formation du complexe par ajout d’un ligand. L’équilibre global après plusieurs ajouts est décrit par les constantes cumulatives βi\beta_i.

40. Que décrivent les constantes cumulatives βi\beta_i dans la formation d’un complexe ?

Une étape individuelle correspondant à l’ajout d’un ligand.
La formation globale du complexe après plusieurs ajouts de ligands.
La vitesse de dissociation du complexe après sa formation.
La concentration initiale du métal avant la complexation.

La formation globale du complexe après plusieurs ajouts de ligands.

Explication

Les constantes cumulatives βi\beta_i caractérisent la formation globale d’un complexe après plusieurs ajouts de ligands. Une constante successive KiK_i décrit plutôt une étape individuelle de cette formation.

41. Si les constantes successives de formation sont K1K_1, K2K_2 et K3K_3, quelle expression donne la constante cumulative β3\beta_3 ?

β3=K3\beta_3=K_3
β3=K1K2K3\beta_3=K_1K_2K_3
β3=K1K3\beta_3=K_1K_3
β3=K1+K2+K3\beta_3=K_1+K_2+K_3

$$\beta_3=K_1K_2K_3$$

Explication

La constante cumulative β3\beta_3 est le produit des trois constantes successives, soit K1K2K3K_1K_2K_3. La valeur K3K_3 seule ne représente que la troisième étape, et non la formation globale.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 94 flashcards sur Équilibres et réactions chimiques.

À quelles lois obéissent toutes les catégories de réactions chimiques ?

Aux lois de la thermodynamique.

Quelles sont les quatre catégories de réactions chimiques ?

Solubilisation-précipitation, acide-base, oxydo-réduction et complexation.

Comment le sucre hydraté dans l’eau se comporte-t-il envers la dissociation et la conductivité ?

Il reste non dissocié et la solution ne conduit pas l’électricité.

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