QCM : Tampons, oxydoréduction et complexation (52 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Qu’est-ce qui caractérise un électrolyte en solution aqueuse ?

Un solvant qui empêche les solutés de former des ions
Un composé solide qui conduit le courant avant dissolution
Un soluté moléculaire qui reste intact et rend la solution conductrice
Un soluté présent sous forme d’ions qui rend la solution conductrice

Un soluté présent sous forme d’ions qui rend la solution conductrice

Explication

Un électrolyte forme des ions par dissociation partielle ou totale, ce qui permet à la solution de conduire le courant. Un soluté moléculaire non dissocié, comme le sucre, ne rend pas la solution conductrice.

2. Que se passe-t-il lorsqu’on dissout du sucre dans l’eau du point de vue de la conduction électrique ?

Le sucre réagit avec l’eau pour produire des ions conducteurs
Le sucre forme des ions seulement après évaporation d’une partie de l’eau
Le sucre reste sous forme moléculaire hydratée et la solution ne conduit pas le courant
Le sucre se dissocie en ions et la solution conduit fortement le courant

Le sucre reste sous forme moléculaire hydratée et la solution ne conduit pas le courant

Explication

Le sucre dissous est hydraté sous forme moléculaire, sans dissociation ionique, et sa solution n’est donc pas électriquement conductrice. La dissolution dans l’eau ne suffit pas à produire des ions comme le ferait un électrolyte.

3. Quelle comparaison décrit correctement la dissociation de NaCl et de CH₃COOH dans l’eau ?

Les deux composés se dissocient partiellement, mais produisent des ions différents
NaCl se dissocie partiellement, tandis que CH₃COOH se dissocie entièrement
Les deux composés se dissocient entièrement, mais à des concentrations différentes
NaCl se dissocie entièrement, tandis que CH₃COOH ne se dissocie que partiellement

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. La distinction ne repose pas sur une différence de concentration, mais sur le degré de dissociation.

4. À 25 °C, quelle relation exprime le produit ionique de l’eau ?

Ke=[H+][OH−]=10−14K_e=\frac{[H^+]}{[OH^-]}=10^{-14}
Ke=[H+]+[OH−]=10−14K_e=[H^+]+[OH^-]=10^{-14}
Ke=[H+][OH−]=10−14K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}
Ke=[H+]2[OH−]2=10−14K_e=[H^+]^2[OH^-]^2=10^{-14}

$$K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}$$

Explication

Le produit ionique de l’eau est le produit des concentrations en ions hydrogène et hydroxyde, et vaut 10−1410^{-14} à 25 °C. La somme de ces concentrations ne définit pas le produit ionique.

5. Dans l’eau pure à 25 °C, quelles sont les concentrations en ions hydrogène et hydroxyde ?

[H+]=10−7 M[H^+]=10^{-7}\ \mathrm{M} et [OH−]=10−14 M[OH^-]=10^{-14}\ \mathrm{M}
[H+]=[OH−]=10−14 M[H^+]=[OH^-]=10^{-14}\ \mathrm{M}
[H+]=[OH−]=10−7 M[H^+]=[OH^-]=10^{-7}\ \mathrm{M}
[H+]=10−14 M[H^+]=10^{-14}\ \mathrm{M} et [OH−]=10−7 M[OH^-]=10^{-7}\ \mathrm{M}

$$[H^+]=[OH^-]=10^{-7}\ \mathrm{M}$$

Explication

Dans l’eau pure, les concentrations des deux ions sont égales et valent chacune 10−7 M10^{-7}\ \mathrm{M} à 25 °C. La valeur 10−1410^{-14} correspond à leur produit, et non à la concentration de chacun.

6. Comment définit-on le degré de dissociation α\alpha d’une substance ?

Comme le rapport entre les moles dissociées et les moles totales de substance
Comme le produit des moles dissociées par les moles totales de substance
Comme la différence entre les moles dissociées et les moles totales de substance
Comme le rapport entre les moles totales et les moles dissociées de substance

Comme le rapport entre les moles dissociées et les moles totales de substance

Explication

Le degré de dissociation α\alpha correspond à la fraction des moles initiales qui se sont dissociées. Le rapport inverse ne mesure pas cette fraction et peut dépasser l’unité.

7. Comment définit-on la solubilité d’un composé dans un volume donné de solvant ?

La quantité maximale de composé pouvant être dissoute dans ce volume
La quantité minimale de composé nécessaire pour déclencher une précipitation
La quantité totale de solvant nécessaire pour dissoudre une mole de composé
La quantité de composé qui demeure solide après l’établissement de l’équilibre

La quantité maximale de composé pouvant être dissoute dans ce volume

Explication

La solubilité désigne la quantité maximale d’un composé qui peut être dissoute dans un volume donné, et s’exprime généralement en g/l ou en mol/l. La quantité qui reste solide dépend des quantités introduites et ne constitue pas la définition de la solubilité.

8. Pour AgCl dans l’eau pure, quelle expression relie son produit de solubilité à sa solubilité ionique SS ?

Ksp=[Ag+]/[Cl−]=1K_{sp}=[Ag^+]/[Cl^-]=1, donc S=KspS=K_{sp}
Ksp=[Ag+][Cl−]=S2K_{sp}=[Ag^+][Cl^-]=S^2, donc S=KspS=\sqrt{K_{sp}}
Ksp=[Ag+]2+[Cl−]2=2S2K_{sp}=[Ag^+]^2+[Cl^-]^2=2S^2, donc S=Ksp/2S=\sqrt{K_{sp}/2}
Ksp=[Ag+]+[Cl−]=2SK_{sp}=[Ag^+]+[Cl^-]=2S, donc S=Ksp/2S=K_{sp}/2

$$K_{sp}=[Ag^+][Cl^-]=S^2$$, donc $$S=\sqrt{K_{sp}}$$

Explication

La dissolution d’AgCl libère des ions argent et chlorure en proportions égales, de sorte que Ksp=[Ag+][Cl−]=S2K_{sp}=[Ag^+][Cl^-]=S^2 et S=KspS=\sqrt{K_{sp}}. La somme des concentrations ne correspond pas à l’expression du produit de solubilité.

9. Quelle différence distingue la solubilité ionique calculée à partir de KspK_{sp} de la solubilité vraie ?

Les deux notions incluent uniquement les ions, mais utilisent des unités différentes
La solubilité vraie inclut les formes dissoutes non dissociées, contrairement à la solubilité ionique
La solubilité ionique inclut les formes non dissociées, contrairement à la solubilité vraie
La solubilité vraie décrit le solide restant, tandis que la solubilité ionique décrit le solvant

La solubilité vraie inclut les formes dissoutes non dissociées, contrairement à la solubilité ionique

Explication

La solubilité ionique issue de KspK_{sp} ne tient pas nécessairement compte des formes moléculaires dissoutes qui restent non dissociées, tandis que la solubilité vraie les inclut. L’exclusion des formes moléculaires caractérise donc la solubilité ionique, et non la solubilité vraie.

10. Que se passe-t-il généralement lorsqu’on ajoute à une solution saturée un ion déjà présent dans le composé peu soluble dissous ?

La solubilité varie seulement si le pH change.
La solubilité augmente sous l’effet de l’ion commun.
La solubilité diminue sous l’effet de l’ion commun.
La solubilité reste inchangée comme avec un ion étranger.

La solubilité diminue sous l’effet de l’ion commun.

Explication

L’ajout d’un ion commun réduit la solubilité d’un composé peu soluble. Un ion étranger indifférent peut ne pas la modifier, mais cette distinction ne décrit pas l’effet de l’ion commun.

11. Pourquoi la précipitation d’hydroxydes métalliques en milieu basique peut-elle être utile lors du traitement de la bauxite ?

Elle permet notamment de séparer le fer et l’aluminium.
Elle empêche notamment la formation de tout hydroxyde métallique.
Elle permet notamment de transformer le fer en métal dissous.
Elle permet notamment de rendre la solution fortement acide.

Elle permet notamment de séparer le fer et l’aluminium.

Explication

En milieu basique, des hydroxydes métalliques peuvent précipiter, ce qui peut servir à séparer le fer et l’aluminium présents dans la bauxite. Cette précipitation ne correspond pas à une transformation du fer en métal dissous.

12. Quelle propriété caractérise un acide de Brønsted mis en solution dans un solvant ?

Il peut libérer un ou plusieurs ions hydroxyde.
Il peut capter un ou plusieurs protons.
Il peut capter un ou plusieurs ions hydroxyde.
Il peut libérer un ou plusieurs protons.

Il peut libérer un ou plusieurs protons.

Explication

Un acide de Brønsted est capable de libérer un ou plusieurs protons en solution. La capture de protons caractérise plutôt une base de Brønsted.

13. Une espèce dissoute capte un proton provenant d’une autre espèce. Comment la classe-t-on selon Brønsted ?

Comme un acide, car elle libère un proton.
Comme une base, car elle libère un proton.
Comme une base, car elle capte un proton.
Comme un acide, car elle capte un proton.

Comme une base, car elle capte un proton.

Explication

Une base de Brønsted est une substance capable de capter un ou plusieurs protons en solution. Une espèce qui libère un proton correspond à la définition d’un acide.

14. Dans le couple NH4+/NH3NH_4^+/NH_3, quelle espèce est l’acide conjugué ?

NH4+NH_4^+, car il peut céder un proton pour former NH3NH_3.
NH3NH_3, car il peut céder un proton pour former NH4+NH_4^+.
NH3NH_3, car il peut capter un proton pour former NH4+NH_4^+.
NH4+NH_4^+, car il peut capter un proton pour former NH3NH_3.

$$NH_4^+$$, car il peut céder un proton pour former $$NH_3$$.

Explication

Dans ce couple, NH4+NH_4^+ est l’acide conjugué de la base NH3NH_3, car il possède un proton supplémentaire qu’il peut céder. NH3NH_3 est la base du couple, et non son acide conjugué.

15. Quelles sont les concentrations en ions hydrogène et hydroxyde dans l’eau pure à 25 °C ?

La concentration en ions hydrogène vaut 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M} et celle en ions hydroxyde vaut 10−14 M10^{-14}\,\mathrm{M}.
Elles sont égales et valent chacune 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M}.
Elles sont égales et valent chacune 10−14 M10^{-14}\,\mathrm{M}.
La concentration en ions hydrogène vaut 10−14 M10^{-14}\,\mathrm{M} et celle en ions hydroxyde vaut 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M}.

Elles sont égales et valent chacune $$10^{-7}\,\mathrm{M}$$.

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les deux concentrations sont égales à 10−7 M10^{-7}\,\mathrm{M}, ce qui correspond à la neutralité. La valeur 10−1410^{-14} caractérise leur produit, et non chacune des concentrations.

16. Quelle expression définit le pH à partir de la concentration en ions hydrogène ?

pH=1[H+]pH=\frac{1}{[H^+]}
pH=log⁡[H+]pH=\log[H^+]
pH=−log⁡[OH−]pH=-\log[OH^-]
pH=−log⁡[H+]pH=-\log[H^+]

$$pH=-\log[H^+]$$

Explication

Le pH est défini comme l’opposé du logarithme de la concentration en ions hydrogène. L’expression fondée sur [OH−][OH^-] définit le pOH, et non le pH.

17. À 25 °C, une solution a un pH inférieur à 7 et un pOH supérieur à 7. Quel est son caractère ?

Elle est neutre.
Elle est basique.
Elle est acide.
Son caractère ne peut pas être déterminé sans connaître sa température.

Elle est acide.

Explication

À 25 °C, une solution acide présente un pH inférieur à 7 et un pOH supérieur à 7. Une solution basique présente les inégalités inverses.

18. À 25 °C, une solution aqueuse a un pH de 5. Quel pOH lui correspond ?

5, puisque le pH et le pOH sont égaux dans toute solution aqueuse.
9, puisque le pH et le pOH ont une somme de 14.
7, puisque l’eau pure est neutre à cette température.
14, puisque le produit des concentrations ioniques vaut 10−1410^{-14}.

9, puisque le pH et le pOH ont une somme de 14.

Explication

À 25 °C, toute solution aqueuse vérifie pH+pOH=14pH+pOH=14; un pH de 5 correspond donc à un pOH de 9. L’égalité du pH et du pOH concerne une solution neutre à cette température.

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

pH=−log⁡CapH=-\log C_a, car [H3O+]=Ca[H_3O^+]=C_a
pH=pKe+log⁡CapH=pK_e+\log C_a, car [OH−]=Ca[OH^-]=C_a
pH=pKe−log⁡CapH=pK_e-\log C_a, car [OH−]=Ca[OH^-]=C_a
pH=−log⁡KabCapH=-\log\sqrt{K_{ab}C_a}, car l’acide est partiellement dissocié

$$pH=-\log C_a$$, car $$[H_3O^+]=C_a$$

Explication

La dissociation totale d’un acide fort donne [H3O+]=Ca[H_3O^+]=C_a, d’où pH=−log⁡CapH=-\log C_a. La relation faisant intervenir une racine carrée s’applique à un acide faible, et non à un acide fort.

20. Pour une base forte de concentration CbC_b, quelle expression relie le pH à pKepK_e et à pCb=−log⁡CbpC_b=-\log C_b ?

pH=pKe−log⁡CbpH=pK_e-\log C_b, puisque [OH−]=Cb[OH^-]=C_b
pH=−log⁡CbpH=-\log C_b, puisque [H3O+]=Cb[H_3O^+]=C_b
pH=pKe−pCbpH=pK_e-pC_b, puisque [OH−]=Cb[OH^-]=C_b
pH=pKe+pCbpH=pK_e+pC_b, puisque [OH−]=Cb[OH^-]=C_b

$$pH=pK_e-pC_b$$, puisque $$[OH^-]=C_b$$

Explication

Une 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 calcul de pOHpOH, pas directement du pH.

21. Lorsqu’une solution contient un acide faible seul et que les approximations requises sont valides, quelle expression estime la concentration en ions oxonium ?

[H3O+]=KabCa[H_3O^+]=\sqrt{K_{ab}C_a}
[H3O+]=Ca[H_3O^+]=C_a
[H3O+]=KabCaCb[H_3O^+]=K_{ab}\frac{C_a}{C_b}
[H3O+]=KeCaKab[H_3O^+]=\sqrt{\frac{K_eC_a}{K_{ab}}}

$$[H_3O^+]=\sqrt{K_{ab}C_a}$$

Explication

Pour un acide faible seul, les approximations indiquées conduisent à [H3O+]=KabCa[H_3O^+]=\sqrt{K_{ab}C_a}. L’égalité [H3O+]=Ca[H_3O^+]=C_a décrit plutôt la dissociation totale d’un acide fort.

22. Quelle concentration en protons correspond à un pH sanguin de 7,4 ?

10−7.4 M10^{-7.4}\,\mathrm{M}
10−6.4 M10^{-6.4}\,\mathrm{M}
107.4 M10^{7.4}\,\mathrm{M}
10−7.4 mol L−1 s−110^{-7.4}\,\mathrm{mol}\,\mathrm{L}^{-1}\,\mathrm{s}^{-1}

$$10^{-7.4}\,\mathrm{M}$$

Explication

Le pH sanguin de 7,4 correspond à une concentration en protons de 10−7.4 M10^{-7.4}\,\mathrm{M}. Une concentration en 107.4 M10^{7.4}\,\mathrm{M} inverse le signe de l’exposant et ne traduit pas la définition du pH.

23. Une personne présente une diminution de son pH sanguin : quel terme désigne cette perturbation ?

Un effet tampon
Une acidose
Une alcalose
Une neutralisation

Une acidose

Explication

L’acidose est caractérisée par une diminution du pH sanguin. L’alcalose correspond au changement opposé, c’est-à-dire à une augmentation du pH.

24. Une augmentation du pH sanguin caractérise quelle pathologie ?

Une acidose
Une dissociation
Une alcalose
Une oxydation

Une alcalose

Explication

L’alcalose se définit par une augmentation du pH sanguin. L’acidose est le distracteur le plus proche, mais elle désigne une diminution du pH.

25. Que fait un tampon lorsqu’on ajoute un acide ou une base à une solution ?

Il augmente la concentration en protons après tout ajout
Il amortit les variations de pH de la solution
Il transforme tout acide ajouté en une base forte
Il fixe le pH à une valeur indépendante de sa composition

Il amortit les variations de pH de la solution

Explication

Un tampon est un système qui amortit les variations de pH provoquées par l’ajout d’un acide ou d’une base. Il ne fixe pas le pH à une valeur indépendante de sa composition.

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

Elle capte des électrons et se réduit en oxydant une autre espèce
Elle cède des électrons et s’oxyde en réduisant une autre espèce
Elle capte des protons et s’oxyde en réduisant une autre espèce
Elle cède des protons et se réduit en oxydant une autre espèce

Elle cède des électrons et s’oxyde en réduisant une autre espèce

Explication

Un réducteur fournit des électrons à une autre espèce et s’oxyde lui-même. L’espèce qui capte les électrons est l’oxydant, lequel se réduit.

27. Quelle description correspond à une espèce oxydante dans une réaction d’oxydoréduction ?

Elle donne des protons et se réduit en réduisant une autre espèce
Elle donne des électrons et s’oxyde en réduisant une autre espèce
Elle accepte des protons et s’oxyde en oxydant une autre espèce
Elle accepte des électrons et se réduit en oxydant une autre espèce

Elle accepte des électrons et se réduit en oxydant une autre espèce

Explication

Un oxydant accepte des électrons et se réduit, tout en oxydant l’espèce qui les lui fournit. La description d’un donneur d’électrons qui s’oxyde correspond au réducteur.

28. Quelles espèces doivent être présentes simultanément pour qu’une réaction d’oxydoréduction puisse avoir lieu ?

Un oxydant accepteur d’électrons et un réducteur donneur d’électrons
Un acide et une base engagés dans un transfert de protons
Deux oxydants accepteurs d’électrons et un acide donneur de protons
Deux réducteurs donneurs d’électrons et une base accepteur de protons

Un oxydant accepteur d’électrons et un réducteur donneur d’électrons

Explication

Une réaction d’oxydoréduction met en présence un accepteur d’électrons, l’oxydant, et un donneur d’électrons, le réducteur. Un transfert de protons entre un acide et une base caractérise plutôt une réaction acido-basique.

29. Dans une réaction redox, quelle équation globale résulte de l’oxydation de Red1\mathrm{Red_1} et de la réduction de Ox2\mathrm{Ox_2} ?

Ox1+Ox2→Red1+Red2\mathrm{Ox_1+Ox_2\rightarrow Red_1+Red_2}
Ox1+Red2→Red1+Ox2\mathrm{Ox_1+Red_2\rightarrow Red_1+Ox_2}
Red1+Ox2→Ox1+Red2\mathrm{Red_1+Ox_2\rightarrow Ox_1+Red_2}
Red1+Red2→Ox1+Ox2\mathrm{Red_1+Red_2\rightarrow Ox_1+Ox_2}

$$\mathrm{Red_1+Ox_2\rightarrow Ox_1+Red_2}$$

Explication

L’oxydation transforme Red1\mathrm{Red_1} en Ox1\mathrm{Ox_1}, tandis que la réduction transforme Ox2\mathrm{Ox_2} en Red2\mathrm{Red_2}; leur combinaison donne l’équation globale indiquée. L’équation inverse représente le sens opposé de la transformation.

30. Quelle valeur est attribuée par convention au potentiel standard de l’électrode standard à hydrogène, fondée sur le couple 2H+/H2\mathrm{2H^+/H_2} ?

−0.76 V-0.76\,\mathrm{V}
+1.10 V+1.10\,\mathrm{V}
0.000 V0.000\,\mathrm{V}
+0.34 V+0.34\,\mathrm{V}

$$0.000\,\mathrm{V}$$

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 +0.34 V+0.34\,\mathrm{V} et −0.76 V-0.76\,\mathrm{V} correspondent respectivement aux couples du cuivre et du zinc.

31. Dans quel sens les potentiels standards des couples redox sont-ils tabulés ?

Pour la réaction entre deux oxydants en solution
Pour la réaction entre deux réducteurs en solution
Pour la réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué
Pour l’oxydation du réducteur en son oxydant conjugué

Pour la réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué

Explication

Les potentiels standards tabulés décrivent la demi-réaction de réduction de l’oxydant en son réducteur conjugué. L’oxydation correspond au sens inverse de cette demi-réaction.

32. Comment définit-on le potentiel standard d’un couple redox ?

Comme la différence de température entre l’ESH et la demi-pile du couple considéré
Comme la différence de concentration entre l’ESH et la demi-pile du couple considéré
Comme la quantité d’électricité échangée entre l’ESH et la demi-pile du couple considéré
Comme la différence de potentiel entre l’ESH et la demi-pile du couple considéré

Comme la différence de potentiel entre l’ESH et la demi-pile du couple considéré

Explication

Le potentiel standard du couple est la différence de potentiel mesurée entre l’électrode standard à hydrogène et la demi-pile du couple étudié. Une différence de concentration ou de température ne définit pas ce potentiel.

33. Dans la notation d’une pile galvanique, quelle interprétation associe correctement la position et le rôle des électrodes ?

L’anode est à droite du pont salin et le siège de la réduction; la cathode est à gauche et le siège de l’oxydation
L’anode est à gauche du pont salin et le siège de la réduction; la cathode est à droite et le siège de l’oxydation
L’anode est à gauche du pont salin et le siège de l’oxydation; la cathode est à droite et le siège de la réduction
L’anode est à droite du pont salin et le siège de l’oxydation; la cathode est à gauche et le siège de la réduction

L’anode est à gauche du pont salin et le siège de l’oxydation; la cathode est à droite et le siège de la réduction

Explication

Dans la notation indiquée, l’anode se trouve à gauche du pont salin et accueille l’oxydation, tandis que la cathode se trouve à droite et accueille la réduction. Inverser les rôles des électrodes confond les deux types de demi-réaction.

34. Deux couples redox sont comparés : que signifie un potentiel standard plus positif pour l’un d’eux ?

La réduction de l’autre couple est davantage favorisée et son oxydant peut oxyder le premier couple
Sa réduction est davantage favorisée et son oxydant peut oxyder le réducteur de l’autre couple
Son oxydation est davantage favorisée et son réducteur peut réduire l’oxydant de l’autre couple
Les deux réductions sont également favorisées et les deux oxydants ont le même pouvoir oxydant

Sa réduction est davantage favorisée et son oxydant peut oxyder le réducteur de l’autre couple

Explication

Un potentiel standard plus positif indique que la réduction du couple est davantage favorisée et que son oxydant peut oxyder le réducteur de l’autre couple. Cela ne signifie pas que l’oxydation de ce couple est favorisée.

35. Dans les conditions standards, quand un réducteur peut-il réduire un oxydant ?

Lorsque les potentiels standards des deux couples sont égaux
Lorsque le potentiel standard du couple de l’oxydant est inférieur à celui du couple du réducteur
Lorsque le potentiel standard du couple de l’oxydant est supérieur à celui du couple du réducteur
Lorsque le potentiel standard du réducteur est nul, quelle que soit celui de l’oxydant

Lorsque le potentiel standard du couple de l’oxydant est supérieur à celui du couple du réducteur

Explication

Dans les conditions standards, la réaction est possible lorsque le potentiel standard associé à l’oxydant dépasse celui du réducteur. Si le potentiel de l’oxydant est inférieur, la comparaison des potentiels ne favorise pas cette réduction.

36. Une réaction redox échange nn électrons et possède un potentiel de pile ΔE\Delta E : quelle relation donne sa variation d’énergie libre ?

ΔGrxn=−nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E, avec F=96484 C mol−1F=96484\,\mathrm{C\,mol^{-1}}
ΔGrxn=−FΔEn\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-\frac{F\Delta E}{n}, avec F=96484 C mol−1F=96484\,\mathrm{C\,mol^{-1}}
ΔGrxn=−nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-\frac{nF}{\Delta E}, avec F=96484 C mol−1F=96484\,\mathrm{C\,mol^{-1}}
ΔGrxn=nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=nF\Delta E, avec F=96484 C mol−1F=96484\,\mathrm{C\,mol^{-1}}

$$\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E$$, avec $$F=96484\,\mathrm{C\,mol^{-1}}$$

Explication

La variation d’énergie libre est liée au potentiel de pile par ΔGrxn=−nFΔE\Delta G_{\mathrm{rxn}}=-nF\Delta E, où nn est le nombre d’électrons échangés. Le signe moins est important : une formule avec un signe positif inverse le lien entre le potentiel et l’énergie libre.

37. Quelle relation relie l’énergie libre standard d’une réaction à sa constante d’équilibre ?

ΔG∘=RTln⁡Keˊq\Delta G^\circ=RT\ln K_{\mathrm{éq}}
ΔG∘=−RTln⁡Keˊq\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{éq}}
ΔG∘=−RTKeˊq\Delta G^\circ=-\frac{RT}{K_{\mathrm{éq}}}
ΔG∘=−RTln⁡Keˊq\Delta G^\circ=-\frac{R}{T}\ln K_{\mathrm{éq}}

$$\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{éq}}$$

Explication

L’énergie libre standard et la constante d’équilibre sont reliées par ΔG∘=−RTln⁡Keˊq\Delta G^\circ=-RT\ln K_{\mathrm{éq}}. La relation avec un signe positif ne respecte pas le signe négatif de cette équation.

38. Quelle équation relie la constante d’équilibre KeˊqK_{\mathrm{éq}} au potentiel standard d’une réaction redox ?

Keˊq=exp⁡ ⁣(−nFΔE∘RT)K_{\mathrm{éq}}=\exp\!\left(-\frac{nF\Delta E^\circ}{RT}\right)
Keˊq=exp⁡ ⁣(RTΔE∘nF)K_{\mathrm{éq}}=\exp\!\left(\frac{RT\Delta E^\circ}{nF}\right)
Keˊq=exp⁡ ⁣(nFRTΔE∘)K_{\mathrm{éq}}=\exp\!\left(\frac{nFRT}{\Delta E^\circ}\right)
Keˊq=exp⁡ ⁣(nFΔE∘RT)K_{\mathrm{éq}}=\exp\!\left(\frac{nF\Delta E^\circ}{RT}\right)

$$K_{\mathrm{éq}}=\exp\!\left(\frac{nF\Delta E^\circ}{RT}\right)$$

Explication

La constante d’équilibre s’exprime comme l’exponentielle de nFΔE∘RT\frac{nF\Delta E^\circ}{RT}. Changer le signe de l’exposant donnerait une dépendance inverse du potentiel standard.

39. Pour une réaction redox hors équilibre, quelle équation de Nernst tient compte du quotient réactionnel QQ ?

ΔE=ΔE∘−RTnFQ\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{RT}{nF}Q
ΔE=ΔE∘+RTnFln⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ+\frac{RT}{nF}\ln Q
ΔE=ΔE∘−nFRTln⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{nF}{RT}\ln Q
ΔE=ΔE∘−RTnFln⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{RT}{nF}\ln Q

$$\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{RT}{nF}\ln Q$$

Explication

L’équation de Nernst s’écrit ΔE=ΔE∘−RTnFln⁡Q\Delta E=\Delta E^\circ-\frac{RT}{nF}\ln Q, où QQ dépend des concentrations des espèces dans les conditions considérées. Remplacer ln⁡Q\ln Q par QQ omet le logarithme prévu par cette relation.

40. À quelles conditions de pH le potentiel standard biologique d’un couple redox est-il défini ?

À pH 1
À pH 7
À pH 0
À pH 14

À pH 7

Explication

Le potentiel standard biologique correspond au potentiel standard défini à pH 7. Le pH 0 est une condition standard conventionnelle, mais ne définit pas le potentiel biologique.

41. À 25 °C, comment varie le potentiel de l’oxydation de l’acide succinique en acide fumarique avec le pH ?

Il reste égal à E′E' quel que soit le pH.
Il suit E=E′−0.059 pHE=E'-0.059\,\mathrm{pH}.
Il suit E=E′−0.059 pH2E=E'-0.059\,\mathrm{pH}^2.
Il suit E=E′+0.059 pHE=E'+0.059\,\mathrm{pH}.

Il suit $$E=E'-0.059\,\mathrm{pH}$$.

Explication

Pour cette oxydation, l’équation de Nernst à 25 °C donne une diminution de EE avec le pH selon E=E′−0.059 pHE=E'-0.059\,\mathrm{pH}. Une relation avec un signe positif ferait au contraire augmenter le potentiel quand le pH augmente.

42. À pH 7, quelle est la valeur du potentiel standard biologique du couple NAD+/NADH\mathrm{NAD^+/NADH} ?

−0.059 V-0.059\,\mathrm{V}
−0.32 V-0.32\,\mathrm{V}
+0.059 V+0.059\,\mathrm{V}
+0.32 V+0.32\,\mathrm{V}

$$-0.32\,\mathrm{V}$$

Explication

Le potentiel standard biologique du couple NAD+/NADH\mathrm{NAD^+/NADH} à pH 7 vaut −0.32 V-0.32\,\mathrm{V}. La valeur positive de même amplitude inverse le signe et ne correspond donc pas à ce couple.

43. Quel effet la complexation d’un cation métallique peut-elle avoir ?

Elle peut transformer son cation en isotope stable.
Elle peut fixer sa concentration indépendamment du milieu.
Elle peut modifier fortement sa solubilité vraie.
Elle peut modifier directement son nombre de protons nucléaires.

Elle peut modifier fortement sa solubilité vraie.

Explication

La complexation associe un ligand à une espèce et peut fortement modifier la solubilité vraie du cation métallique. Elle ne change pas le nombre de protons du noyau, propriété qui définit l’élément.

44. Dans la réaction AXi−1+X⇌AXi\mathrm{A X_{i-1}+X\rightleftharpoons A X_i}, que décrit la constante successive KiK_i ?

La dissociation du métal libre en ses constituants élémentaires.
L’association d’un ligand supplémentaire à une espèce déjà complexée.
La variation de solubilité du complexe lorsque le pH change.
La formation globale du complexe à partir de l’espèce libre et de plusieurs ligands.

L’association d’un ligand supplémentaire à une espèce déjà complexée.

Explication

La constante successive KiK_i décrit l’ajout d’un ligand à une espèce qui en porte déjà. La formation globale depuis l’espèce libre relève plutôt de la constante cumulative βi\beta_i.

45. Quelle étape de formation d’un complexe est décrite par la constante cumulative βi\beta_i ?

L’ajout d’un ligand à AXi−1\mathrm{A X_{i-1}} pour former AXi\mathrm{A X_i}.
La libération d’un ligand par AXi\mathrm{A X_i} vers la solution.
La conversion d’un complexe métallique en un autre métal.
La formation de AXi\mathrm{A X_i} à partir de A+iX\mathrm{A+iX}.

La formation de $$\mathrm{A X_i}$$ à partir de $$\mathrm{A+iX}$$.

Explication

La constante cumulative décrit la formation directe de AXi\mathrm{A X_i} à partir de l’espèce libre A\mathrm{A} et de ii ligands. L’ajout d’un ligand à un complexe déjà formé correspond à une constante successive.

46. Si les constantes successives 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 d’ordre 3 est le produit des trois constantes successives, soit β3=K1K2K3\beta_3=K_1K_2K_3. La constante K3K_3 seule décrit uniquement l’étape successive d’ajout du troisième ligand.

47. Dans l’eau pure, quelle concentration maximale en Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} est associée au produit de solubilité du chlorure de mercure ?

10−14.6 M210^{-14.6}\,\mathrm{M^2}
106.87 M10^{6.87}\,\mathrm{M}
10−6.87 M10^{-6.87}\,\mathrm{M}
10−14.6 M10^{-14.6}\,\mathrm{M}

$$10^{-6.87}\,\mathrm{M}$$

Explication

La concentration maximale de Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} dans l’eau pure est 10−6.87 M10^{-6.87}\,\mathrm{M}. 10−14.610^{-14.6} correspond à la valeur du produit de solubilité, et non à cette concentration.

48. Lorsqu’il se complexifie en présence d’ions chlorure, quelle succession de complexes du mercure dissous peut se former ?

HgCl−\mathrm{HgCl^-}, HgCl2(aq)\mathrm{HgCl_2(aq)}, HgCl3+\mathrm{HgCl_3^+}, puis HgCl42−\mathrm{HgCl_4^{2-}}
HgCl+\mathrm{HgCl^+}, HgCl2(aq)\mathrm{HgCl_2(aq)}, HgCl3−\mathrm{HgCl_3^-}, puis HgCl42−\mathrm{HgCl_4^{2-}} uniquement après précipitation
HgCl2(aq)\mathrm{HgCl_2(aq)}, HgCl+\mathrm{HgCl^+}, HgCl42−\mathrm{HgCl_4^{2-}}, puis HgCl3−\mathrm{HgCl_3^-}
HgCl+\mathrm{HgCl^+}, HgCl2(aq)\mathrm{HgCl_2(aq)}, HgCl3−\mathrm{HgCl_3^-}, puis HgCl42−\mathrm{HgCl_4^{2-}}

$$\mathrm{HgCl^+}$$, $$\mathrm{HgCl_2(aq)}$$, $$\mathrm{HgCl_3^-}$$, puis $$\mathrm{HgCl_4^{2-}}$$

Explication

Le mercure dissous peut former successivement les complexes mon-, di-, tri- et tétrachlorés indiqués, avec les charges correspondantes. Une succession qui inverse l’ordre des espèces ne décrit pas l’ajout progressif de chlorure.

49. Comment calcule-t-on la concentration totale du mercure dissous en présence de ses complexes chlorés ?

En multipliant la concentration de Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} par la concentration totale en chlorure.
En additionnant les concentrations de Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} et des trois premiers complexes chlorés.
En additionnant les concentrations des quatre complexes chlorés sans compter Hg2+\mathrm{Hg^{2+}}.
En additionnant les concentrations de Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} et des quatre complexes chlorés dissous.

En additionnant les concentrations de $$\mathrm{Hg^{2+}}$$ et des quatre complexes chlorés dissous.

Explication

La concentration totale comprend le mercure libre Hg2+\mathrm{Hg^{2+}} ainsi que HgCl+\mathrm{HgCl^+}, HgCl2(aq)\mathrm{HgCl_2(aq)}, HgCl3−\mathrm{HgCl_3^-} et HgCl42−\mathrm{HgCl_4^{2-}}. Omettre l’espèce libre ou un complexe exclurait une forme du mercure dissous du bilan.

50. Quelle est la composition approximative de la bauxite en oxyde d’aluminium, oxyde de fer et dioxyde de silicium, dans cet ordre ?

5 % de Al2O3\mathrm{Al_2O_3}, 20 % de Fe2O3\mathrm{Fe_2O_3} et 75 % de SiO2\mathrm{SiO_2}
75 % de Al2O3\mathrm{Al_2O_3}, 20 % de Fe2O3\mathrm{Fe_2O_3} et 5 % de SiO2\mathrm{SiO_2}
20 % de Al2O3\mathrm{Al_2O_3}, 75 % de Fe2O3\mathrm{Fe_2O_3} et 5 % de SiO2\mathrm{SiO_2}
75 % de Al2O3\mathrm{Al_2O_3}, 5 % de Fe2O3\mathrm{Fe_2O_3} et 20 % de SiO2\mathrm{SiO_2}

75 % de $$\mathrm{Al_2O_3}$$, 20 % de $$\mathrm{Fe_2O_3}$$ et 5 % de $$\mathrm{SiO_2}$$

Explication

La bauxite contient approximativement 75 % d’oxyde d’aluminium, 20 % d’oxyde de fer et 5 % de dioxyde de silicium. L’inversion des proportions des deux premiers oxydes ne correspond pas à cette composition.

51. Lors de la première étape d’extraction, quel traitement transforme les oxydes d’aluminium et de fer de la bauxite en ions dissous ?

La calcination, suivie d’une hydrolyse en milieu acide
Le broyage fin, suivi d’une hydrolyse en milieu basique
Le broyage fin, suivi d’une hydrolyse en milieu acide
La filtration, suivie d’une complexation en milieu neutre

Le broyage fin, suivi d’une hydrolyse en milieu acide

Explication

Après le broyage fin, l’hydrolyse en milieu acide dissout les oxydes d’aluminium et de fer sous forme d’ions Al3+\mathrm{Al^{3+}} et Fe3+\mathrm{Fe^{3+}}. Un milieu basique ne décrit pas cette étape de dissolution, mais l’étape ultérieure de séparation.

52. Après dissolution des cations métalliques de la bauxite en milieu acide, quel effet produit l’ajout de NaOH\mathrm{NaOH} ?

Il acidifie le milieu et favorise la séparation par précipitation et complexation.
Il maintient le milieu acide et sépare les cations par filtration directe.
Il basifie le milieu et redissout les oxydes sous forme de cations métalliques.
Il basifie le milieu et favorise la séparation par précipitation et complexation.

Il basifie le milieu et favorise la séparation par précipitation et complexation.

Explication

L’ajout de NaOH\mathrm{NaOH} basifie la solution après la dissolution acide et permet de séparer les cations par précipitation et complexation. L’acide intervient dans la dissolution des oxydes, et non dans cette étape de basification.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 90 flashcards sur Tampons, oxydoréduction et complexation.

Qu’est-ce qu’un électrolyte ?

Un soluté qui se dissocie partiellement ou totalement en ions en solution, la rendant conductrice.

Quel est le comportement du NaCl dans l’eau ?

Il se dissocie entièrement.

Quelle est la valeur du produit ionique de l’eau à 25 °C ?

Ke=[H+][OH−]=10−14K_e=[H^+][OH^-]=10^{-14}

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Consultez la fiche de révision complète sur Tampons, oxydoréduction et complexation.

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