QCM : Réactions acido-basiques et pH — 28 questions

Explication

Un acide de Brønsted est une espèce capable de donner un proton H+ en solution. La capacité à capter H+ caractérise une base de Brønsted, et non un acide.

Explication

Une base de Brønsted capte un proton H+ au cours d’une réaction acido-basique. La libération d’un proton correspond à la définition d’un acide de Brønsted.

Explication

Dans l’eau, H+ s’hydrate et forme l’ion hydronium, ou oxonium, H3O+. La notation H+ désigne le proton, mais celui-ci n’existe pas seul dans l’eau.

Explication

Un couple acido-basique s’écrit HA/A− : l’acide HA précède sa base conjuguée A−. L’ordre inverse ne respecte pas la convention demandée pour l’écriture du couple.

Explication

Un acide fort se dissocie totalement dans l’eau, alors qu’un acide faible atteint un équilibre où des molécules HA subsistent. La conservation de HA caractérise donc l’acide faible et non l’acide fort.

Explication

Une base forte réagit totalement avec l’eau, tandis qu’une base faible ne transforme qu’une partie de la base initiale en ions BH+ et HO−. La réaction limitée et l’équilibre caractérisent donc la base faible.

Explication

Un ampholyte peut se comporter comme un acide en donnant H+ ou comme une base en captant H+. Une espèce qui ne réalise qu’une de ces deux actions n’est pas ampholyte.

Explication

L’eau transfère un proton à NH3 et devient HO−, tandis que NH3 devient NH4+. L’ion ammonium provient donc de l’ammoniac qui capte le proton, pas de l’eau.

Explication

Pour la dissociation de HA dans l’eau, la constante d’acidité est le produit des concentrations de H3O+ et A− divisé par celle de HA. L’expression inverse correspondrait à une autre constante et ne définit pas KA.

Explication

Par définition, pKA est l’opposé du logarithme décimal de KA. La relation $pK_A=\log(K_A)$ oublie le signe moins et donne donc une valeur opposée.

Explication

Le pH est défini comme l’opposé du logarithme décimal de la concentration en ions hydronium dans le domaine indiqué. La concentration en ions hydroxyde intervient dans une autre relation et ne remplace pas directement $[H_3O^+]$ dans cette définition.

Explication

La concentration se calcule avec $[H_3O^+]=10^{-pH}$, ce qui donne ici $10^{-3{,}0}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Le pH est un exposant dans cette relation, et non une concentration à inverser ou à changer de signe.

Explication

Une solution est basique lorsque son pH est supérieur à 7, ce qui est le cas pour 8,2. Une solution neutre a un pH égal à 7, tandis qu’une solution acide a un pH inférieur à 7.

Explication

Pour un monoacide fort totalement dissocié, on utilise $pH=-\log(c)$, donc $pH=-\log(10^{-2})=2{,}0$. Cette relation ne s’applique pas directement à un acide faible, dont la dissociation est partielle.

Explication

Pour une monobase forte, $pH=14+\log(c)$ à 25 °C, donc $pH=14-3=11{,}0$. La valeur 3,0 correspondrait à une utilisation incorrecte de la concentration comme si elle fournissait directement les ions hydronium.

Explication

Une solution tampon associe un acide faible à sa base conjuguée dans des concentrations assez proches, ce qui limite les variations de pH lors d’ajouts modérés. Elle n’est pas nécessairement neutre et ne repose pas sur l’association d’un acide fort avec une base forte.

Explication

Le pH d’un tampon est égal à $pK_A$ augmenté du logarithme du rapport entre la base conjuguée et l’acide, soit $\log([A^-]/[HA])$. Inverser le rapport ou changer le signe devant le terme logarithmique modifierait la relation d’équilibre.

Explication

Lorsque le pH est égal au $pK_A$, le rapport entre les concentrations de $A^-$ et de $HA$ vaut 1, donc elles sont égales. Une prédominance nette de l’une des deux espèces correspond à un pH différent du $pK_A$.

Explication

Comme $pH>pK_A$, la forme basique conjuguée $A^-$ prédomine dans le couple. L’égalité des concentrations se produit lorsque $pH=pK_A$, tandis que $HA$ prédomine lorsque le pH est inférieur au $pK_A$.

Explication

Un indicateur coloré est un acide faible dont la forme acide HIn et la base conjuguée In− présentent des couleurs différentes. Confondre HIn avec une base conduit à inverser le rôle des deux formes chimiques.

Explication

La zone de virage s’étend approximativement de $pK_A-1$ à $pK_A+1$, soit de 4,2 à 6,2, et doit encadrer le pH à l’équivalence. Le pH initial ou celui du titrant ne constitue pas le critère de choix de l’indicateur.

Explication

Le dosage permet de déterminer la concentration inconnue de la solution titrée grâce à une solution titrante de concentration connue. Inverser ces rôles empêcherait d’identifier la grandeur recherchée par le dosage.

Explication

À l’équivalence, les réactifs ont été mélangés selon les proportions stœchiométriques de la réaction et sont consommés simultanément. Avant l’équivalence, un réactif reste en excès, ce qui distingue cet état de l’équivalence.

Explication

Pour une réaction 1:1, les quantités de matière mises en jeu à l’équivalence vérifient $c_aV_a=c_bV_e$. Échanger les volumes dans cette relation ou additionner concentrations et volumes ne respecte pas la définition d’une quantité de matière.

Explication

La réaction support est la neutralisation de l’ion oxonium par l’ion hydroxyde, selon $H_3O^+ + HO^- \rightarrow 2H_2O$, avec une consommation mole à mole. Les ions sodium et chlorure sont spectateurs et ne constituent pas la transformation acido-basique principale.

Explication

À 25 °C, la neutralisation d’un acide fort par une base forte conduit à un pH égal à 7 à l’équivalence. Un pH supérieur à 7 caractérise plutôt, dans le cas indiqué, le dosage d’un acide faible par une base forte.

Explication

À l’équivalence, l’acide faible a été transformé en base conjuguée, qui s’hydrolyse dans l’eau et forme des ions HO−. Le pH égal à 7 correspond plutôt au dosage d’un acide fort par une base forte, tandis que la relation avec le pKA concerne la demi-équivalence.

Explication

À la demi-équivalence, les quantités d’acide faible et de base conjuguée sont égales, ce qui donne pH = pKA. Un pH supérieur à 7 caractérise l’équivalence de ce dosage, et non sa demi-équivalence.