QCM : Chap 8: Force des acides et des bases — 31 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle propriété définit un acide fort dans l’eau ?

Il réagit totalement avec l’eau et s’ionise complètement
Il consomme progressivement les ions formés à l’équilibre
Il réagit partiellement avec l’eau et établit un équilibre
Il reste principalement sous forme moléculaire dans l’eau

Il réagit totalement avec l’eau et s’ionise complètement

Explication

Un acide fort réagit totalement avec l’eau, ce qui correspond à une ionisation complète en solution aqueuse. La réaction partielle avec maintien d’une quantité d’acide non ionisé caractérise un acide faible.

2. Quelle condition permet à un indicateur coloré de repérer correctement l’équivalence d’un titrage acide-base ?

Son pKapK_a est égal au volume de solution versé à l’équivalence
Sa teinte acide apparaît avant toute réaction entre les réactifs
Son intervalle de virage contient le pH atteint à l’équivalence
Son intervalle de virage est éloigné du pH atteint à l’équivalence

Son intervalle de virage contient le pH atteint à l’équivalence

Explication

L’indicateur convient lorsque son changement de teinte se produit autour du pH d’équivalence, donc lorsque celui-ci appartient à sa zone de virage. Un pKapK_a ne se compare pas à un volume, et une zone éloignée ne signalerait pas correctement l’équivalence.

3. Quelle relation relie le pH, le pKapK_a et les concentrations à l’équilibre d’un couple AH/A−AH/A^- ?

pH=pKa+log⁡([AH]eq[A−]eq)pH=pK_a+\log\left(\frac{[AH]_{eq}}{[A^-]_{eq}}\right)
pH=pKa−log⁡([A−]eq[AH]eq)pH=pK_a-\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)
pH=pKa×log⁡([A−]eq[AH]eq)pH=pK_a\times\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)
pH=pKa+log⁡([A−]eq[AH]eq)pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)

$$pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]_{eq}}{[AH]_{eq}}\right)$$

Explication

La relation de Henderson–Hasselbalch s’écrit avec le rapport de la forme basique sur la forme acide, ajouté au pKapK_a. Inverser ce rapport ou changer le signe modifierait la dépendance correcte du pH aux proportions des deux formes.

4. Quelle caractéristique structurale définit un acide alpha-aminé ?

Ses fonctions amine et acide carboxylique sont portées par deux carbones voisins.
Sa fonction amine est portée par un carbone, tandis que sa fonction acide est portée par l’azote.
Ses fonctions amine et acide carboxylique sont portées par le même carbone alpha.
Son carbone alpha porte deux fonctions acides carboxyliques et une fonction amine.

Ses fonctions amine et acide carboxylique sont portées par le même carbone alpha.

Explication

Dans un acide alpha-aminé, les fonctions amine et acide carboxylique sont fixées sur le même carbone, appelé carbone alpha. Une structure où ces fonctions sont portées par des carbones distincts correspond à une autre organisation moléculaire.

5. Lors d’un titrage, que peut-on déduire du point de demi-équivalence ?

À V=VEV=V_E, le pH est égal au pKapK_a du couple titré
À V=VE/2V=V_E/2, le pH est égal au pKapK_a du couple titré
À V=VE/2V=V_E/2, le pH est égal au pH d’équivalence du titrage
À V=2VEV=2V_E, le pH est égal au pKapK_a du couple titré

À $$V=V_E/2$$, le pH est égal au $$pK_a$$ du couple titré

Explication

La demi-équivalence correspond au versement de la moitié du volume équivalent, soit V=VE/2V=V_E/2, et le pH y est égal au pKapK_a du couple titré. Le volume VEV_E correspond à l’équivalence et ne constitue pas la condition de la demi-équivalence.

6. Quel comportement distingue un acide faible dans l’eau ?

Il réagit partiellement et atteint un équilibre chimique
Il transforme toute l’eau en ions sans état d’équilibre
Il réagit totalement et ne laisse plus d’acide moléculaire
Il s’ionise complètement dès sa mise en solution

Il réagit partiellement et atteint un équilibre chimique

Explication

Un acide faible ne réagit qu’en partie avec l’eau et le système atteint un équilibre chimique, dans lequel une quantité d’acide AH subsiste. L’ionisation complète et la réaction totale sont caractéristiques d’un acide fort.

7. Que décrit l’autoprotolyse de l’eau ?

L’eau réagit avec un acide dissous et forme deux molécules d’ions oxonium
Une molécule d’eau se dissocie en deux ions sans qu’une autre molécule intervienne
Deux molécules d’eau réagissent, l’une comme acide et l’autre comme base, en formant H3O+H_3O^+ et HO−HO^-
Deux ions hydroxyde réagissent avec l’eau pour produire exclusivement des molécules neutres

Deux molécules d’eau réagissent, l’une comme acide et l’autre comme base, en formant $$H_3O^+$$ et $$HO^-$$

Explication

Lors de l’autoprotolyse, une molécule d’eau cède un proton à une autre molécule d’eau : la première agit comme acide et la seconde comme base. Cette réaction forme simultanément des ions oxonium et hydroxyde.

8. Quelle définition correspond à une base forte dans l’eau ?

Une base qui limite la réaction avant la consommation des réactifs
Une base qui réagit totalement avec l’eau
Une base qui réagit partiellement et atteint un équilibre
Une base qui reste principalement non transformée en solution

Une base qui réagit totalement avec l’eau

Explication

Une base forte réagit totalement avec l’eau, ce qui signifie que la transformation est menée pratiquement à son terme. Une réaction partielle conduisant à un équilibre correspond à une base faible.

9. Pour la dissociation de AHAH dans l’eau, quelles relations décrivent les concentrations à l’équilibre ?

[A−]eq=Ci−[H3O+]eq[A^-]_{eq}=C_i-[H_3O^+]_{eq} et [AH]eq=xeqV[AH]_{eq}=\frac{x_{eq}}{V}
[H3O+]eq=Vxeq[H_3O^+]_{eq}=\frac{V}{x_{eq}} et [AH]eq=Ci+[A−]eq[AH]_{eq}=C_i+[A^-]_{eq}
[H3O+]eq=[A−]eq=Ci[H_3O^+]_{eq}=[A^-]_{eq}=C_i et [AH]eq=Ci+[H3O+]eq[AH]_{eq}=C_i+[H_3O^+]_{eq}
[H3O+]eq=[A−]eq=xeqV[H_3O^+]_{eq}=[A^-]_{eq}=\frac{x_{eq}}{V} et [AH]eq=Ci−[H3O+]eq[AH]_{eq}=C_i-[H_3O^+]_{eq}

$$[H_3O^+]_{eq}=[A^-]_{eq}=\frac{x_{eq}}{V}$$ et $$[AH]_{eq}=C_i-[H_3O^+]_{eq}$$

Explication

La dissociation produit des quantités égales de H3O+H_3O^+ et de A−A^-, d’où [H3O+]eq=[A−]eq=xeq/V[H_3O^+]_{eq}=[A^-]_{eq}=x_{eq}/V, tandis que [AH]eq[AH]_{eq} diminue de cette quantité par rapport à CiC_i. L’acide restant à l’équilibre est donc inférieur à sa concentration initiale.

10. Pour un acide fort, quelle relation décrit correctement l’avancement final et l’avancement maximal ?

τf=xmaxxeq≈1\tau_f=\frac{x_{max}}{x_{eq}}\approx1 et xmax≈0x_{max}\approx0
τf=xeqxmax≈1\tau_f=\frac{x_{eq}}{x_{max}}\approx1 et xeq≈xmaxx_{eq}\approx x_{max}
τf=xeqxmax<1\tau_f=\frac{x_{eq}}{x_{max}}<1 et xeq≪xmaxx_{eq}\ll x_{max}
τf=xeqxmax≈0\tau_f=\frac{x_{eq}}{x_{max}}\approx0 et xeq≈0x_{eq}\approx0

$$\tau_f=\frac{x_{eq}}{x_{max}}\approx1$$ et $$x_{eq}\approx x_{max}$$

Explication

La réaction d’un acide fort avec l’eau est pratiquement totale : l’avancement final est donc proche de l’avancement maximal et le taux d’avancement final est voisin de 1. Un taux très inférieur à 1 correspondrait plutôt à une réaction partielle d’acide faible.

11. Pour un indicateur de pKa=6,8pK_a=6,8, dans quel intervalle de pH se situe approximativement la zone de virage ?

Entre pH=4,8pH=4,8 et pH=8,8pH=8,8
Entre pH=5,8pH=5,8 et pH=7,8pH=7,8
Entre pH=5,8pH=5,8 et pH=6,8pH=6,8
Entre pH=6,8pH=6,8 et pH=7,8pH=7,8

Entre $$pH=5,8$$ et $$pH=7,8$$

Explication

La zone de virage est définie par pKa−1<pH<pKa+1pK_a-1<pH<pK_a+1, soit ici 5,8<pH<7,85,8<pH<7,8. Le pKapK_a est une valeur centrale unique, tandis que la zone de virage est un intervalle autour de cette valeur.

12. Pour un couple AH/A−AH/A^-, quelle forme prédomine lorsque pH>pKapH>pK_a ?

La forme basique A−A^-
Aucune des deux formes en solution
Les deux formes en proportions égales
La forme acide AHAH

La forme basique $$A^-$$

Explication

Lorsque le pHpH dépasse le pKapK_a, la forme basique A−A^- prédomine. Les proportions sont égales au point particulier où pH=pKapH=pK_a, et non lorsque le pH lui est supérieur.

13. Que représente la constante d’acidité KaK_a d’un acide AHAH dans l’eau ?

La constante d’équilibre de sa réaction avec l’eau, sans unité
La variation de volume observée pendant la réaction acide-base
La concentration initiale de l’acide avant sa dissociation, en mol·L⁻¹
Le logarithme décimal de la concentration en ions oxonium

La constante d’équilibre de sa réaction avec l’eau, sans unité

Explication

KaK_a est la constante d’équilibre associée à la réaction entre AHAH et l’eau, et elle est sans unité. La concentration initiale et le logarithme de cette concentration sont des grandeurs différentes, tandis que la variation de volume ne définit pas KaK_a.

14. Quel comportement caractérise une base faible dans l’eau ?

Elle réagit totalement avec l’eau disponible
Elle réagit partiellement et atteint un équilibre chimique
Elle s’ionise complètement dès le début de la dissolution
Elle empêche l’établissement d’un équilibre entre les espèces

Elle réagit partiellement et atteint un équilibre chimique

Explication

Une base faible réagit partiellement avec l’eau et atteint un équilibre chimique. La réaction totale avec l’eau disponible est associée à une base forte.

15. Quelle relation et quelle valeur s’appliquent au produit ionique de l’eau à 25 °C ?

Ke=[H3O+]eq[HO−]eq=1,0×10−14K_e=\frac{[H_3O^+]_{eq}}{[HO^-]_{eq}}=1,0\times10^{-14}
Ke=[H3O+]eq[HO−]eq=1,0×10−14K_e=[H_3O^+]_{eq}[HO^-]_{eq}=1,0\times10^{-14}
Ke=[H3O+]eq[HO−]eq=1,0×1014 mol⋅L−1K_e=[H_3O^+]_{eq}[HO^-]_{eq}=1,0\times10^{14}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}
Ke=[H3O+]eq+[HO−]eq=1,0×10−14K_e=[H_3O^+]_{eq}+[HO^-]_{eq}=1,0\times10^{-14}

$$K_e=[H_3O^+]_{eq}[HO^-]_{eq}=1,0\times10^{-14}$$

Explication

Le produit ionique est le produit des concentrations à l’équilibre des ions oxonium et hydroxyde, et sa valeur à 25 °C est 1,0×10−141,0\times10^{-14}. Il s’agit d’une constante d’équilibre sans unité, et non d’une concentration ni d’une somme de concentrations.

16. Pour une base forte de concentration initiale CbC_b, quelle relation permet de calculer le pH ?

pH=pKe+log⁡(CbC0)pH=pK_e+\log\left(\frac{C_b}{C^0}\right)
pH=log⁡(C0Cb)−pKepH=\log\left(\frac{C^0}{C_b}\right)-pK_e
pH=pKe−log⁡(CbC0)pH=pK_e-\log\left(\frac{C_b}{C^0}\right)
pH=Cb+pKelog⁡(CbC0)pH=C_b+pK_e\log\left(\frac{C_b}{C^0}\right)

$$pH=pK_e+\log\left(\frac{C_b}{C^0}\right)$$

Explication

Pour une base forte, le pH s’exprime comme la somme de pKepK_e et du logarithme du rapport entre CbC_b et la concentration de référence C0C^0. Les autres relations modifient le signe, l’ordre du rapport ou la structure de cette expression.

17. Qu’est-ce qui définit un indicateur coloré acido-basique ?

Un couple dont les formes acide InHInH et basique In−In^- ont des teintes différentes dans l’eau
Une espèce unique dont la teinte reste indépendante de la forme chimique
Une solution qui change de température lorsque le pH varie
Un couple dont les formes acide InHInH et basique In−In^- ont la même teinte dans l’eau

Un couple dont les formes acide $$InH$$ et basique $$In^-$$ ont des teintes différentes dans l’eau

Explication

Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les deux formes, InHInH et In−In^-, présentent des teintes différentes en solution aqueuse. Un couple dont les formes ont la même teinte ne permettrait pas de repérer visuellement leur évolution.

18. Quelle démarche permet d’estimer KaK_a à partir d’une solution d’acide AHAH dont le pH est mesuré ?

Déterminer la concentration initiale, mesurer le pH, puis utiliser cette concentration sans tenir compte de la dissociation
Calculer d’abord le volume de la solution, puis déduire KaK_a sans utiliser les concentrations d’équilibre
Mesurer le pH, remplacer directement sa valeur dans l’expression de KaK_a, puis négliger les concentrations à l’équilibre
Déterminer la concentration initiale, mesurer le pH, calculer [H3O+]eq[H_3O^+]_{eq}, puis appliquer l’expression de KaK_a

Déterminer la concentration initiale, mesurer le pH, calculer $$[H_3O^+]_{eq}$$, puis appliquer l’expression de $$K_a$$

Explication

La méthode consiste à connaître la concentration initiale, à déduire [H3O+]eq[H_3O^+]_{eq} du pH, puis à calculer les concentrations d’équilibre nécessaires dans l’expression de KaK_a. La valeur du pH ne peut pas être insérée directement comme une concentration.

19. À 25 °C, quelle valeur de pH caractérise une solution basique ?

Un pH proche de 0
Un pH supérieur à 7
Un pH inférieur à 7
Un pH égal à 7

Un pH supérieur à 7

Explication

À 25 °C, une solution est basique lorsque son pH est supérieur à 7. Un pH égal à 7 indique une solution neutre, tandis qu’un pH inférieur à 7 indique une solution acide.

20. Lequel de ces critères caractérise l’acide le plus fort parmi plusieurs acides comparés dans les mêmes conditions ?

Un taux d’avancement faible, un KaK_a grand et un pKapK_a faible
Un taux d’avancement élevé, un KaK_a petit et un pKapK_a élevé
Un taux d’avancement élevé, un KaK_a grand et un pKapK_a faible
Un taux d’avancement faible, un KaK_a petit et un pKapK_a élevé

Un taux d’avancement élevé, un $$K_a$$ grand et un $$pK_a$$ faible

Explication

Un acide est d’autant plus fort que sa réaction avec l’eau est avancée, que son KaK_a est grand et que son pKapK_a est faible. L’association d’un petit KaK_a et d’un pKapK_a élevé caractérise au contraire un acide plus faible.

21. Quelle propriété permet de reconnaître une solution tampon ?

Son pH dépend exclusivement de la quantité d’eau ajoutée à la solution.
Son pH varie peu après une dilution modérée ou l’ajout modéré d’un acide ou d’une base.
Son pH change fortement dès qu’une petite quantité d’acide ou de base est ajoutée.
Son pH reste identique après toute dilution ou toute addition de réactif.

Son pH varie peu après une dilution modérée ou l’ajout modéré d’un acide ou d’une base.

Explication

Une solution tampon résiste aux variations modérées de pH provoquées par une dilution ou par l’ajout modéré d’un acide ou d’une base. Cette résistance n’implique pas une conservation du pH dans des conditions d’ajout importantes.

22. Une solution possède un pH égal à 5 à 25 °C ; comment son caractère est-il classé ?

Elle est acide
Elle est basique
Elle est saturée
Elle est neutre

Elle est acide

Explication

À 25 °C, un pH inférieur à 7 correspond à une solution acide. La neutralité est associée à un pH égal à 7 et le caractère basique à un pH supérieur à 7.

23. Quelle espèce se forme lorsqu’un transfert de proton intramoléculaire a lieu dans un acide alpha-aminé dissous dans l’eau ?

Une molécule neutre dépourvue de charges électriques localisées.
Un anion portant une charge négative sur la fonction amine protonée.
Un cation portant deux charges positives sur la fonction amine.
Un amphion portant simultanément une charge positive et une charge négative.

Un amphion portant simultanément une charge positive et une charge négative.

Explication

Le transfert de proton intramoléculaire forme un amphion, ou zwitterion, qui possède une charge positive et une charge négative sur des sites différents. Il ne s’agit donc pas d’un ion portant une seule catégorie de charge.

24. Quels couples acide-base fournissent les deux valeurs de pKapK_a d’un acide alpha-aminé ?

Le couple cation/amphion et le couple amphion/anion.
Le couple acide fort/base forte et le couple eau/ion hydroxyde.
Le couple amine neutre/ammonium et le couple carboxyle/alcool.
Le couple cation/anion et le couple amphion/eau.

Le couple cation/amphion et le couple amphion/anion.

Explication

Les deux valeurs de pKapK_a correspondent aux étapes successives de déprotonation, du cation vers l’amphion puis de l’amphion vers l’anion. Les autres couples proposés ne décrivent pas les deux équilibres caractéristiques de l’acide alpha-aminé.

25. Quelle expression complète correspond à la constante d’acidité du couple AH/A−AH/A^- ?

Ka=[A−]eq[AH]eq[H3O+]eqC0K_a=\frac{[A^-]_{eq}[AH]_{eq}}{[H_3O^+]_{eq}C^0}
Ka=[H3O+]eq[A−]eq[AH]eqC0K_a=\frac{[H_3O^+]_{eq}}{[A^-]_{eq}[AH]_{eq}C^0}
Ka=[AH]eqC0[A−]eq[H3O+]eqK_a=\frac{[AH]_{eq}C^0}{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}
Ka=[A−]eq[H3O+]eq[AH]eqC0K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}C^0}

$$K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}C^0}$$

Explication

L’expression de KaK_a est le rapport du produit des concentrations à l’équilibre de A−A^- et de H3O+H_3O^+ au produit de la concentration de AHAH par la concentration de référence C0C^0. L’eau liquide n’apparaît pas explicitement dans cette expression, car son activité est intégrée à la constante.

26. Quelle combinaison indique la base la plus forte pour plusieurs bases comparées à conditions identiques ?

Un taux d’avancement proche de 1, un KaK_a faible et un pKapK_a élevé pour son couple
Un taux d’avancement faible, un KaK_a élevé et un pKapK_a faible pour son couple
Un taux d’avancement proche de 1, un KaK_a élevé et un pKapK_a faible pour son couple
Un taux d’avancement faible, un KaK_a faible et un pKapK_a élevé pour son couple

Un taux d’avancement proche de 1, un $$K_a$$ faible et un $$pK_a$$ élevé pour son couple

Explication

Une base forte réagit largement avec l’eau et son couple possède un acide conjugué de faible force, caractérisé par un KaK_a faible et un pKapK_a élevé. Un KaK_a élevé et un pKapK_a faible correspondent à un acide conjugué plus fort.

27. Deux couples vérifient pKa1<pKa2pK_{a1}<pK_{a2}. Quelle comparaison est correcte entre leurs formes acide et basique ?

AH1AH_1 est l’acide le plus faible et A1−A_1^- est la base la plus forte
AH1AH_1 est l’acide le plus fort et A1−A_1^- est la base la plus faible
AH2AH_2 est l’acide le plus fort et A2−A_2^- est la base la plus faible
AH2AH_2 est l’acide le plus faible et A1−A_1^- est la base la plus faible

$$AH_1$$ est l’acide le plus fort et $$A_1^-$$ est la base la plus faible

Explication

Le plus petit pKapK_a correspond à l’acide le plus fort : AH1AH_1 est donc plus fort que AH2AH_2. Sa base conjuguée A1−A_1^- est en conséquence la plus faible des deux bases.

28. Comment définit-on le pKapK_a d’un couple acide-base ?

pKa=Ka−1pK_a=K_a-1
pKa=log⁡KapK_a=\log K_a
pKa=1KapK_a=\frac{1}{K_a}
pKa=−log⁡KapK_a=-\log K_a

$$pK_a=-\log K_a$$

Explication

Le pKapK_a est défini comme l’opposé du logarithme décimal de KaK_a. Il ne correspond donc ni au logarithme positif de KaK_a ni à son inverse.

29. Pour une solution tampon quasiment équimolaire constituée de AH et de A⁻, quelle approximation peut-on utiliser ?

pH≈2pKapH\approx 2pK_a
pH≈pKa+log⁡2pH\approx pK_a+\log 2
pH≈−pKapH\approx -pK_a
pH≈pKapH\approx pK_a

$$pH\approx pK_a$$

Explication

Dans la relation pH=pKa+log⁡([A−][AH])pH=pK_a+\log\left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right), des concentrations presque égales rendent le rapport proche de un et son logarithme proche de zéro. On obtient donc pH≈pKapH\approx pK_a.

30. Que peut-on déduire de la comparaison des pKapK_a de deux acides dans l’eau ?

L’acide ayant le plus grand pKapK_a possède un plus petit KaK_a et se dissocie moins
Les deux acides ont nécessairement le même degré de dissociation dans l’eau
Le pKapK_a le plus grand indique une concentration initiale plus élevée de l’acide
L’acide ayant le plus grand pKapK_a possède un plus grand KaK_a et se dissocie davantage

L’acide ayant le plus grand $$pK_a$$ possède un plus petit $$K_a$$ et se dissocie moins

Explication

Comme pKa=−log⁡KapK_a=-\log K_a, une augmentation de pKapK_a correspond à une diminution de KaK_a et à une dissociation moins importante. Un pKapK_a ne renseigne pas directement sur la concentration initiale de la solution.

31. Quel mélange permet d’obtenir une solution tampon adaptée ?

Une base forte et son acide conjugué en proportions très différentes.
Un acide faible AH et sa base conjuguée A⁻ en proportions presque équimolaires.
Un acide fort et une base quelconque en proportions presque équimolaires.
Un acide faible et une base non conjuguée dans un solvant dépourvu d’eau.

Un acide faible AH et sa base conjuguée A⁻ en proportions presque équimolaires.

Explication

Une solution tampon est formée par un acide faible et sa base conjuguée, généralement en quantités presque équimolaires. La présence d’un acide fort ou d’une base qui n’est pas le conjugué approprié ne fournit pas le couple tampon décrit.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 57 flashcards sur Chap 8: Force des acides et des bases.

Qu'est-ce que la constante d'acidité Ka ?

La constante d'équilibre de la réaction entre un acide AH et l'eau.

Quelle est la formule de la constante d'acidité Ka pour le couple AH/A⁻ ?

Ka=[A−]eq[H3O+]eq[AH]eqC0K_a=\frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}C^0} avec C0=1 mol⋅L−1C^0=1\text{ mol·L}^{-1}.

Comment définit-on le pKa d'un couple acide-base ?

Par pKa=−log⁡KapK_a=-\log K_a.

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