QCM : Force des acides et des bases — 19 questions

Questions et réponses du QCM

1. À 25 °C, quelle expression décrit correctement le produit ionique de l’eau ?

Ke=[H3O+]eˊq[HO−]eˊq(c0)2=1,0×10−14K_e=\frac{[H_3O^+]_{éq}[HO^-]_{éq}}{(c^0)^2}=1,0\times10^{-14}
Ke=(c0)2[H3O+]eˊq[HO−]eˊq=1,0×1014K_e=\frac{(c^0)^2}{[H_3O^+]_{éq}[HO^-]_{éq}}=1,0\times10^{14}
Ke=[H3O+]eˊq[HO−]eˊq=1,0×10−7K_e=[H_3O^+]_{éq}[HO^-]_{éq}=1,0\times10^{-7}
Ke=[H3O+]eˊq[HO−]eˊq=1,0×10−14K_e=\frac{[H_3O^+]_{éq}}{[HO^-]_{éq}}=1,0\times10^{-14}

$$K_e=\frac{[H_3O^+]_{éq}[HO^-]_{éq}}{(c^0)^2}=1,0\times10^{-14}$$

Explication

Le produit ionique correspond à la constante d’équilibre de l’autoprotolyse de l’eau et vaut 1,0×10−141,0\times10^{-14} à 25 °C, avec la division par (c0)2(c^0)^2. Le rapport entre les deux concentrations ioniques ne définit pas cette constante.

2. Quelle relation permet de calculer le pKe de l’eau à 25 °C ?

pKe=log⁡Ke=−14,0pK_e=\log K_e=-14,0
pKe=1Ke=1,0×1014pK_e=\frac{1}{K_e}=1,0\times10^{14}
pKe=−log⁡Ke=14,0pK_e=-\log K_e=14,0
pKe=Ke=1,0×10−14pK_e=K_e=1,0\times10^{-14}

$$pK_e=-\log K_e=14,0$$

Explication

Par définition, le pKe est l’opposé du logarithme décimal de KeK_e et vaut donc 14,0 à 25 °C. Il ne se confond pas avec KeK_e, qui vaut 1,0×10−141,0\times10^{-14}.

3. Une espèce acide réagit avec l’eau avec un taux d’avancement τ=1\tau=1. Comment la qualifier ?

C’est un acide fort, car sa transformation avec l’eau est totale.
C’est une base faible, car la transformation produit des ions oxonium.
C’est un acide faible, car un équilibre limite toujours la réaction.
C’est une base forte, car l’eau reçoit un proton.

C’est un acide fort, car sa transformation avec l’eau est totale.

Explication

Un acide fort réagit totalement avec l’eau, ce qui correspond à τ=1\tau=1. Un acide faible, lui, atteint un état d’équilibre avec τ<1\tau<1.

4. Quelle condition caractérise une base forte dans sa réaction avec l’eau ?

La base établit un équilibre, avec une concentration nulle en produits.
La transformation entre la base et l’eau est totale, avec τ=1\tau=1.
La base cède un proton à l’eau, avec τ=1\tau=1.
La transformation entre la base et l’eau est limitée, avec τ<1\tau<1.

La transformation entre la base et l’eau est totale, avec $$\tau=1$$.

Explication

Une base forte réagit totalement avec l’eau, donc son taux d’avancement vaut τ=1\tau=1. Une base faible se distingue par une transformation non totale et un taux inférieur à 1.

5. Une solution d’acide fort a une concentration apportée CA=1,0×10−3 mol L−1C_A=1,0\times10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. Quelle expression donne son pH à 25 °C ?

pH=−log⁡(c01,0×10−3)=−3,0pH=-\log\left(\frac{c^0}{1,0\times10^{-3}}\right)=-3,0
pH=14+log⁡(1,0×10−3c0)=11,0pH=14+\log\left(\frac{1,0\times10^{-3}}{c^0}\right)=11,0
pH=log⁡(1,0×10−3c0)=−3,0pH=\log\left(\frac{1,0\times10^{-3}}{c^0}\right)=-3,0
pH=−log⁡(1,0×10−3c0)=3,0pH=-\log\left(\frac{1,0\times10^{-3}}{c^0}\right)=3,0

$$pH=-\log\left(\frac{1,0\times10^{-3}}{c^0}\right)=3,0$$

Explication

Pour un acide fort, le pH est donné par pH=−log⁡(CA/c0)pH=-\log(C_A/c^0), ce qui conduit ici à 3,0. La formule avec 14 concerne une base forte, tandis que le logarithme direct inverse le signe attendu.

6. Une solution de base forte a une concentration apportée CB=1,0×10−2 mol L−1C_B=1,0\times10^{-2}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. Quel est son pH à 25 °C ?

pH=log⁡(1,0×10−2c0)=−2,0pH=\log\left(\frac{1,0\times10^{-2}}{c^0}\right)=-2,0
pH=−log⁡(1,0×10−2c0)=2,0pH=-\log\left(\frac{1,0\times10^{-2}}{c^0}\right)=2,0
pH=14+log⁡(1,0×10−2c0)=12,0pH=14+\log\left(\frac{1,0\times10^{-2}}{c^0}\right)=12,0
pH=14−log⁡(1,0×10−2c0)=16,0pH=14-\log\left(\frac{1,0\times10^{-2}}{c^0}\right)=16,0

$$pH=14+\log\left(\frac{1,0\times10^{-2}}{c^0}\right)=12,0$$

Explication

Pour une base forte, on utilise pH=14+log⁡(CB/c0)pH=14+\log(C_B/c^0) à 25 °C, d’où un pH de 12,0 pour cette concentration. La relation d’un acide fort donnerait ici une valeur acide et ne convient pas à une base forte.

7. Quelle propriété permet de distinguer un acide faible d’un acide fort ?

Un acide faible réagit avec l’eau sans transformation totale et vérifie τ<1\tau<1.
Un acide faible transforme l’eau en base forte avec τ>1\tau>1.
Un acide faible ne réagit pas avec l’eau et conserve τ=0\tau=0.
Un acide faible réagit avec l’eau par transformation totale et vérifie τ=1\tau=1.

Un acide faible réagit avec l’eau sans transformation totale et vérifie $$\tau<1$$.

Explication

Un acide faible établit une transformation non totale avec l’eau, donc son taux d’avancement reste inférieur à 1. Une transformation totale avec τ=1\tau=1 caractérise au contraire un acide fort.

8. Que se produit-il lorsqu’un acide faible réagit avec l’eau ?

Les produits réagissent seuls, avec un avancement final supérieur à xmaxx_{max}.
Un équilibre chimique s’établit, avec réactifs et produits présents et xeˊq<xmaxx_{éq}<x_{max}.
La réaction s’arrête avant tout produit, avec xeˊq=0x_{éq}=0.
La réaction devient totale, avec disparition des réactifs et xeˊq=xmaxx_{éq}=x_{max}.

Un équilibre chimique s’établit, avec réactifs et produits présents et $$x_{éq}<x_{max}$$.

Explication

La réaction d’un acide faible atteint un équilibre où réactifs et produits coexistent, et l’avancement final reste inférieur à l’avancement maximal. L’égalité xeˊq=xmaxx_{éq}=x_{max} correspondrait à une transformation totale.

9. Pour un acide faible de concentration apportée CAC_A et une solution de pH connu, quelle expression permet de calculer son taux d’avancement ?

τ=xmaxxeˊq=CAc0×10−pH>1\tau=\frac{x_{max}}{x_{éq}}=\frac{C_A}{c^0\times10^{-pH}}>1
τ=xeˊqxmax=c0×10−pHCA<1\tau=\frac{x_{éq}}{x_{max}}=\frac{c^0\times10^{-pH}}{C_A}<1
τ=CAc0=10−pH\tau=\frac{C_A}{c^0}=10^{-pH}
τ=c0×10pHCA=1\tau=\frac{c^0\times10^{pH}}{C_A}=1

$$\tau=\frac{x_{éq}}{x_{max}}=\frac{c^0\times10^{-pH}}{C_A}<1$$

Explication

Pour un acide faible, le taux d’avancement est le rapport xeˊq/xmaxx_{éq}/x_{max} et peut s’écrire c0×10−pH/CAc^0\times10^{-pH}/C_A, avec une valeur inférieure à 1. Inverser ce rapport ne représente pas le taux d’avancement défini pour cette transformation.

10. Quelle expression définit la constante d’acidité KAK_A du couple AH/A−AH/A^- pour la réaction AH+H2O(l)⇌A−+H3O+(aq)AH+H_2O(l)\rightleftharpoons A^-+H_3O^+(aq) ?

KA=[AH]eˊq[A−]eˊq[H3O+]eˊqK_A=\frac{[AH]_{éq}}{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}
KA=[H3O+]eˊq[AH]eˊq[A−]eˊqc0K_A=\frac{[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}[A^-]_{éq}c^0}
KA=[A−]eˊq[H3O+]eˊq[AH]eˊqc0K_A=\frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}c^0}
KA=[A−]eˊq[AH]eˊq[H3O+]eˊqK_A=\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}

$$K_A=\frac{[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}}{[AH]_{éq}c^0}$$

Explication

La constante KAK_A est le quotient entre les concentrations à l’équilibre des produits, [A−]eˊq[H3O+]eˊq[A^-]_{éq}[H_3O^+]_{éq}, et celle de l’acide multipliée par la concentration standard c0c^0. La constante KAK_A concerne cet équilibre du couple AH/A−AH/A^-, et non l’équilibre propre de l’eau représenté par KeK_e.

11. Quelle relation permet de calculer KAK_A à partir du pKApK_A d’un couple acide/base ?

KA=−log⁡(pKA)K_A=-\log(pK_A)
KA=10pKAK_A=10^{pK_A}
KA=10−pKAK_A=10^{-pK_A}
KA=110−pKAK_A=\frac{1}{10^{-pK_A}}

$$K_A=10^{-pK_A}$$

Explication

Par définition, pKA=−log⁡KApK_A=-\log K_A, donc l’opération inverse donne KA=10−pKAK_A=10^{-pK_A}. L’expression 10pKA10^{pK_A} correspondrait à inverser le signe de l’exposant et conduirait à une relation incorrecte.

12. Entre deux acides, lequel est le plus fort selon leur valeur de pKApK_A ?

Celui dont l’équilibre est le moins déplacé vers la droite
Celui dont le pKApK_A est le plus grand
Celui dont la base conjuguée a le plus grand pKApK_A
Celui dont le pKApK_A est le plus petit

Celui dont le $$pK_A$$ est le plus petit

Explication

Un pKApK_A plus petit correspond à un acide plus fort et à un équilibre davantage déplacé vers la droite. À l’inverse, un pKApK_A élevé indique une base conjuguée qui capte plus facilement un proton.

13. Quelle équation relie le pH, le pKApK_A et les concentrations à l’équilibre d’un couple AH/A−AH/A^- ?

pH=pKA+log⁡([A−]eˊq[AH]eˊq)pH=pK_A+\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right)
pH=pKA−log⁡([A−]eˊq[AH]eˊq)pH=pK_A-\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right)
pH=pKA+log⁡([AH]eˊq[A−]eˊq)pH=pK_A+\log\left(\frac{[AH]_{éq}}{[A^-]_{éq}}\right)
pH=log⁡([A−]eˊq[AH]eˊqpKA)pH=\log\left(\frac{[A^-]_{éq}[AH]_{éq}}{pK_A}\right)

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

Explication

L’équation de Henderson-Hasselbalch s’écrit pH=pKA+log⁡([A−]eˊq[AH]eˊq)pH=pK_A+\log\left(\frac{[A^-]_{éq}}{[AH]_{éq}}\right). Inverser le rapport des concentrations changerait le signe du terme logarithmique et ne décrirait plus la relation donnée.

14. Dans quelles conditions le pH d’une solution d’un couple AH/A−AH/A^- est-il égal à son pKApK_A ?

Lorsque la concentration totale du couple est nulle
Lorsque [A−]eˊq<[AH]eˊq[A^-]_{éq}<[AH]_{éq}
Lorsque [A−]eˊq=[AH]eˊq[A^-]_{éq}=[AH]_{éq}
Lorsque [A−]eˊq>[AH]eˊq[A^-]_{éq}>[AH]_{éq}

Lorsque $$[A^-]_{éq}=[AH]_{éq}$$

Explication

Si les deux concentrations sont égales, leur rapport vaut 1 et log⁡(1)=0\log(1)=0 ; l’équation de Henderson-Hasselbalch donne alors pH=pKApH=pK_A. Une inégalité entre les concentrations entraîne un terme logarithmique non nul, donc un pH différent du pKApK_A.

15. Une solution vérifie [A−]eˊq<[AH]eˊq[A^-]_{éq}<[AH]_{éq} ; quelle conclusion peut-on tirer sur le pH et l’espèce prédominante ?

pH=pKApH=pK_A et les deux espèces sont équivalentes
pH>pKApH>pK_A et A−A^- prédomine
pH<pKApH<pK_A et AHAH prédomine
pH<pKApH<pK_A et A−A^- prédomine

$$pH<pK_A$$ et $$AH$$ prédomine

Explication

Le rapport [A−]eˊq/[AH]eˊq[A^-]_{éq}/[AH]_{éq} est inférieur à 1, son logarithme est donc négatif, ce qui donne pH<pKApH<pK_A. Dans cette situation, la forme acide AHAH est majoritaire, tandis que la prédominance de A−A^- correspondrait à pH>pKApH>pK_A.

16. Qu’est-ce qui caractérise un indicateur coloré acidobasique IndH/Ind−IndH/Ind^- ?

Ses deux espèces conjuguées ont la même teinte dans l’eau
Ses deux espèces conjuguées ont des teintes différentes
Il conserve une teinte indépendante du pH de la solution
Il contient nécessairement une fonction carboxylique

Ses deux espèces conjuguées ont des teintes différentes

Explication

Un indicateur coloré est un couple IndH/Ind−IndH/Ind^- dont les deux formes conjuguées présentent des teintes différentes. Cette différence permet d’observer une variation de couleur lorsque l’équilibre entre les deux formes dépend du pH.

17. Quelle propriété permet d’identifier une solution tampon ?

Son pH varie fortement dès qu’une petite quantité d’acide est ajoutée
Elle contient nécessairement un indicateur coloré acidobasique
Son pH varie peu après une dilution ou un ajout modéré d’acide ou de base
Son pH reste égal à 7 après toute dilution ou tout ajout de réactif

Son pH varie peu après une dilution ou un ajout modéré d’acide ou de base

Explication

Une solution tampon s’oppose aux variations modérées de pH provoquées par une dilution ou par l’ajout d’une quantité limitée d’acide ou de base. Elle n’est pas définie par un pH égal à 7 ni par la présence obligatoire d’un indicateur coloré.

18. Pourquoi une molécule portant une fonction amine −NH2-NH_2 peut-elle se comporter comme une base dans l’eau ?

Parce que l’azote libère facilement un proton H+H^+
Parce que l’azote peut capter un proton H+H^+
Parce que le groupe amine contient une liaison C=OC=O
Parce que la fonction amine correspond à un acide carboxylique faible

Parce que l’azote peut capter un proton $$H^+$$

Explication

Une fonction amine est basique parce que l’atome d’azote peut accepter un proton H+H^+. La fonction −COOH-COOH possède au contraire un caractère d’acide faible dans l’eau, et elle ne se confond pas avec le groupe amine.

19. Quelle combinaison de fonctions définit un acide α-aminé ?

Une fonction −NH2-NH_2 et une fonction −COOH-COOH portées par le même carbone
Une fonction −OH-OH et une fonction −COOH-COOH portées par le même carbone
Une fonction −NH2-NH_2 et une fonction carbonyle portées par des carbones éloignés
Deux fonctions −NH2-NH_2 portées par des carbones voisins

Une fonction $$-NH_2$$ et une fonction $$-COOH$$ portées par le même carbone

Explication

Un acide α-aminé porte une fonction amine −NH2-NH_2 et une fonction acide carboxylique −COOH-COOH sur le même atome de carbone. La présence d’une fonction hydroxyle ou la séparation de ces fonctions sur plusieurs carbones ne correspond pas à cette définition.

Révisez avec les flashcards

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Qu'est-ce que le produit ionique de l'eau ?

La constante d'équilibre de la réaction 2H2O(l)⇌H3O+(aq)+HO−(aq)2H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(aq)+HO^-(aq).

Quelle est la valeur de KeK_e à 25 °C pour le produit ionique de l'eau ?

Ke=1,0×10−14K_e = 1,0 \times 10^{-14}.

Quelle est la formule du pKe à 25 °C ?

pKe=−log⁡Ke=14,0pK_e = -\log K_e = 14,0.

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