QCM : Titrimétrie acido-basique et rédox — 25 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle grandeur est déterminée quantitativement lors d’une titrimétrie fondée sur une solution étalon ?

La quantité de réactif étalon nécessaire à la réaction complète
La masse de solvant consommée pendant la dilution
La couleur observée après l’ajout du dernier réactif
La température atteinte au cours de la réaction chimique

La quantité de réactif étalon nécessaire à la réaction complète

Explication

La titrimétrie détermine quantitativement la quantité d’un réactif de concentration connue nécessaire pour réagir complètement avec l’espèce dosée. La couleur peut signaler la fin du titrage, mais elle ne constitue pas la grandeur quantitative définissant la méthode.

2. Quelle distinction décrit correctement le point d’équivalence et le point final d’un titrage ?

L’équivalence correspond au volume initial, tandis que le point final correspond au volume de solvant
L’équivalence est stœchiométrique, tandis que le point final dépend d’un signal observé
L’équivalence indique une concentration connue, tandis que le point final indique une masse mesurée
L’équivalence dépend d’une couleur, tandis que le point final traduit les quantités stœchiométriques

L’équivalence est stœchiométrique, tandis que le point final dépend d’un signal observé

Explication

Le point d’équivalence est atteint lorsque les quantités de réactif étalon et d’analyte respectent l’égalité stœchiométrique. Le point final repose sur un signal expérimental, par exemple un changement de couleur, qui sert à repérer cette situation.

3. Pour la réaction A1+B2⇌B1+A2A_1+B_2\rightleftharpoons B_1+A_2, quelle expression représente sa constante d’équilibre ?

K=[A1][A2][B1][B2]K=\frac{[A_1][A_2]}{[B_1][B_2]}
K=[A1][B2][B1][A2]K=\frac{[A_1][B_2]}{[B_1][A_2]}
K=[B1][A2][A1][B2]K=\frac{[B_1][A_2]}{[A_1][B_2]}
K=[B1][B2][A1][A2]K=\frac{[B_1][B_2]}{[A_1][A_2]}

$$K=\frac{[B_1][A_2]}{[A_1][B_2]}$$

Explication

La constante d’équilibre est le rapport des concentrations des produits, [B1][A2][B_1][A_2], sur celles des réactifs, [A1][B2][A_1][B_2]. L’expression inverse correspondrait à la constante de la réaction écrite dans le sens opposé.

4. Dans quel sens une réaction acido-basique évolue-t-elle lorsque K1>K2K_1>K_2 ?

Vers un état où les deux couples ont exactement le même pK
Dans le sens inverse, vers la formation de A1A_1 et B2B_2
Dans le sens direct, vers la formation de B1B_1 et A2A_2
Vers un état où les concentrations des quatre espèces sont nulles

Dans le sens direct, vers la formation de $$B_1$$ et $$A_2$$

Explication

La condition K1>K2K_1>K_2 équivaut à pK1<pK2pK_1<pK_2 et favorise le sens direct de la réaction. Le sens inverse serait favorisé lorsque le couple formé est associé à une acidité plus forte, ce qui correspondrait à une relation de pK différente.

5. Pour la réaction considérée, que devient le rapport [A2][B1]\frac{[A_2]}{[B_1]} lorsque pK2−pK1=2pK_2-pK_1=2 ?

Il vaut 11
Il vaut 1010
Il vaut 0,010{,}01
Il vaut 0,10{,}1

Il vaut $$0{,}1$$

Explication

En appliquant [A2][B1]=10−12(pK2−pK1)\frac{[A_2]}{[B_1]}=10^{-\frac{1}{2}(pK_2-pK_1)}, on obtient 10−1=0,110^{-1}=0{,}1 pour une différence de pK égale à 2. Une valeur égale à 1 correspondrait à une différence de pK nulle.

6. Quelle différence de pK est requise pour obtenir une précision supérieure au millième lors d’un titrage acido-basique ?

Une différence de pK inférieure à 0
Une différence de pK égale à 1
Une différence de pK supérieure à 6
Une différence de pK comprise entre 2 et 3

Une différence de pK supérieure à 6

Explication

Une précision supérieure au millième, associée à une erreur inférieure ou égale à 0,1 %, exige une différence de pK supérieure à 6. Des écarts plus faibles ne garantissent pas cette précision selon le critère indiqué.

7. Qu’est-ce qu’un indicateur coloré de pH ?

Une solution neutre dont la couleur varie avec la température du laboratoire
Un précipité dont la couleur change lorsque le volume total augmente
Un réactif oxydant dont la teinte dépend de la masse de soluté dissous
Un couple acido-basique dont les formes acide et basique ont des couleurs différentes

Un couple acido-basique dont les formes acide et basique ont des couleurs différentes

Explication

Un indicateur coloré de pH est constitué d’un couple acido-basique dont les formes IaI_a et IbI_b possèdent des couleurs différentes. La variation de pH modifie leurs proportions et donc la couleur observée, plutôt que la température ou le volume en eux-mêmes.

8. Quelle relation permet de calculer le pH d’un indicateur à partir des concentrations de ses deux formes ?

pH=log⁡[Ia][Ib]−pKipH=\log\frac{[I_a]}{[I_b]}-pK_i
pH=pKilog⁡([Ib][Ia])pH=\frac{pK_i}{\log([I_b][I_a])}
pH=pKi−log⁡[Ib][Ia]pH=pK_i-\log\frac{[I_b]}{[I_a]}
pH=pKi+log⁡[Ib][Ia]pH=pK_i+\log\frac{[I_b]}{[I_a]}

$$pH=pK_i+\log\frac{[I_b]}{[I_a]}$$

Explication

L’équilibre de l’indicateur suit la relation pH=pKi+log⁡[Ib][Ia]pH=pK_i+\log\frac{[I_b]}{[I_a]}. Le signe positif et le rapport forme basique sur forme acide sont nécessaires pour relier correctement le pH aux proportions des deux espèces.

9. Quelle est approximativement la zone de virage visible d’un indicateur coloré de pH ?

Une plage d’environ six unités de pH, soit pH=pKi±3pH=pK_i\pm3
Une plage d’environ deux unités de pH, soit pH=pKi±1pH=pK_i\pm1
Une plage centrée sur le pH neutre, quelle que soit la valeur de pKipK_i
Une plage d’environ une demi-unité de pH, soit pH=pKi±0,25pH=pK_i\pm0{,}25

Une plage d’environ deux unités de pH, soit $$pH=pK_i\pm1$$

Explication

L’œil distingue généralement le changement de teinte sur environ deux unités de pH autour de pKipK_i, c’est-à-dire pKi±1pK_i\pm1. Cette limite est liée au fait que les variations deviennent difficiles à percevoir lorsque le rapport des deux formes dépasse 10.

10. Que représente l’avancement final xfx_f lorsqu’une réaction est limitée ?

La quantité de matière correspondant à une transformation totale des réactifs disponibles
La concentration initiale de l’espèce introduite dans le mélange réactionnel
La différence entre les quantités de matière des deux réactifs avant réaction
La quantité de matière transformée lorsque la réaction s’arrête avant la transformation totale

La quantité de matière transformée lorsque la réaction s’arrête avant la transformation totale

Explication

L’avancement final xfx_f décrit la quantité transformée à l’état final d’une transformation limitée. L’avancement maximal xmax⁡x_{\max} correspond, lui, au cas théorique d’une transformation totale.

11. Lors du titrage d’un acide fort par une base forte, comment évolue le pH au voisinage de l’équivalence ?

Il diminue rapidement autour de l’équivalence puis remonte lentement
Il reste presque constant avant de croître fortement autour de l’équivalence
Il augmente régulièrement dès le début sans changement notable à l’équivalence
Il croît fortement avant l’équivalence puis varie peu en milieu basique

Il reste presque constant avant de croître fortement autour de l’équivalence

Explication

Le pH varie peu avant l’équivalence, subit un saut important autour de celle-ci, puis augmente plus lentement après l’équivalence. Une croissance régulière sans saut ne décrit donc pas ce titrage.

12. Un volume Va=20,0 mLV_a=20,0\ \text{mL} d’acide fort de concentration inconnue est titré par une base à Cb=0,100 mol⋅L−1C_b=0,100\ \text{mol·L}^{-1}, avec équivalence à Ve=15,0 mLV_e=15,0\ \text{mL}. Quelle est la concentration CaC_a de l’acide ?

0,300 mol⋅L−10,300\ \text{mol·L}^{-1}
0,075 mol⋅L−10,075\ \text{mol·L}^{-1}
0,150 mol⋅L−10,150\ \text{mol·L}^{-1}
0,133 mol⋅L−10,133\ \text{mol·L}^{-1}

$$0,075\ \text{mol·L}^{-1}$$

Explication

À l’équivalence, CaVa=CbVeC_aV_a=C_bV_e, donc Ca=0,100×15,020,0=0,075 mol⋅L−1C_a=\frac{0,100\times15,0}{20,0}=0,075\ \text{mol·L}^{-1}. La valeur obtenue en inversant les volumes ne respecte pas cette relation stœchiométrique.

13. Quelle caractéristique décrit la neutralisation entre un acide fort et une base forte ?

Elle est rapide, totale et accompagnée d’un dégagement de chaleur
Elle est rapide, limitée et indépendante de la température
Elle est lente, partielle et accompagnée d’une absorption de chaleur
Elle est progressive, totale et sans échange thermique notable

Elle est rapide, totale et accompagnée d’un dégagement de chaleur

Explication

Cette neutralisation est rapide, totale et exothermique, ce qui signifie qu’elle libère de la chaleur. Une réaction partielle ou sans échange thermique ne correspond pas à cette caractérisation.

14. Quelle association de constituants définit une solution tampon ?

Une base faible et un sel sans espèce conjuguée
Un acide fort et une base forte en proportions quelconques
Un acide fort seul dans l’eau
Un acide faible et la base conjuguée correspondante

Un acide faible et la base conjuguée correspondante

Explication

Une solution tampon associe un acide faible à sa base conjuguée et résiste ainsi aux variations imposées de pH. Un acide fort seul ne possède pas le couple conjugué nécessaire à cet effet tampon.

15. Un tampon contient HA et A− avec [A−]=0,010 mol⋅L−1[A^-]=0,010\ \text{mol·L}^{-1}, [HA]=0,100 mol⋅L−1[HA]=0,100\ \text{mol·L}^{-1} et pKa=4,80pK_a=4,80. Quel est son pH ?

3,803,80
4,804,80
5,805,80
9,809,80

$$3,80$$

Explication

La relation pH=pKa+log⁡[A−][HA]pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[HA]} donne pH=4,80+log⁡(0,10)=3,80pH=4,80+\log(0,10)=3,80. Le pH serait égal au pKapK_a seulement si les deux concentrations étaient égales.

16. Quel enchaînement décrit les quatre domaines du titrage d’un acide faible par une base forte ?

Base faible initiale, acide faible à l’équivalence, tampon, excès d’acide
Tampon initial, acide fort à l’équivalence, base faible, excès d’acide
Acide faible initial, tampon, base conjuguée à l’équivalence, excès de base forte
Acide fort initial, tampon, acide conjugué à l’équivalence, excès de base

Acide faible initial, tampon, base conjuguée à l’équivalence, excès de base forte

Explication

Le titrage passe successivement par l’acide faible initial, une zone tampon, la base conjuguée à l’équivalence, puis l’excès de base forte. L’emploi d’un acide fort comme première espèce modifie entièrement le scénario chimique.

17. À quel résultat conduit le point de demi-équivalence lors du titrage d’un acide faible par une base forte ?

La concentration de HA est nulle et le pH vaut 7,00
La concentration de A− est nulle et le pH vaut la moitié du pKapK_a
Les concentrations de HA et A− sont égales et le pH vaut le pKapK_a
Les concentrations de HA et A− sont maximales et le pH est indépendant du pKapK_a

Les concentrations de HA et A− sont égales et le pH vaut le $$pK_a$$

Explication

À la demi-équivalence, la moitié de l’acide a été convertie en base conjuguée, donc [HA]=[A−][HA]=[A^-] et la relation de Henderson donne pH=pKapH=pK_a. L’acide n’est donc pas entièrement consommé à ce stade.

18. Pourquoi le titrage d’un diacide H2AH_2A par une base forte présente-t-il deux sauts de pH ?

Parce qu’un seul proton est neutralisé à deux températures
Parce que deux bases différentes sont ajoutées successivement
Parce que ses deux protons sont libérés successivement
Parce que le diacide forme deux tampons sans changer de charge

Parce que ses deux protons sont libérés successivement

Explication

Les deux sauts correspondent aux deux étapes successives de libération et de neutralisation des protons de H2AH_2A. Un monoacide ne présente qu’une équivalence, tandis que le diacide en présente deux.

19. Dans la première zone tampon d’un titrage de H2AH_2A, quelle expression donne le pH pour 0<x<10<x<1 ?

pH=pKa1+log⁡x1−xpH=pK_{a1}+\log\frac{x}{1-x}
pH=pKa1+log⁡1−xxpH=pK_{a1}+\log\frac{1-x}{x}
pH=pKa2+log⁡x−12−xpH=pK_{a2}+\log\frac{x-1}{2-x}
pH=12(pKa1+pKa2)pH=\frac{1}{2}(pK_{a1}+pK_{a2})

$$pH=pK_{a1}+\log\frac{x}{1-x}$$

Explication

Dans la première zone tampon, le couple concerné est H2A/HA−H_2A/HA^-, ce qui conduit à pH=pKa1+log⁡x1−xpH=pK_{a1}+\log\frac{x}{1-x}. L’expression faisant intervenir pKa2pK_{a2} appartient à la deuxième zone tampon.

20. Pour un diacide dont pKa1=3,00pK_{a1}=3,00 et pKa2=7,00pK_{a2}=7,00, quel est le pH au premier point d’équivalence ?

5,005,00
10,0010,00
3,003,00
7,007,00

$$5,00$$

Explication

Au premier point d’équivalence, l’espèce amphotère donne pH=12(pKa1+pKa2)=3,00+7,002=5,00pH=\frac{1}{2}(pK_{a1}+pK_{a2})=\frac{3,00+7,00}{2}=5,00. Le pH n’est donc égal ni au premier ni au second pKapK_a pris séparément.

21. Dans la deuxième zone tampon d’un titrage de H2AH_2A, quelle relation décrit le pH pour 1<x<21<x<2 ?

pH=12(pKa1+pKa2)pH=\frac{1}{2}(pK_{a1}+pK_{a2})
pH=pKa2+log⁡2−xx−1pH=pK_{a2}+\log\frac{2-x}{x-1}
pH=pKa2+log⁡x−12−xpH=pK_{a2}+\log\frac{x-1}{2-x}
pH=pKa1+log⁡x1−xpH=pK_{a1}+\log\frac{x}{1-x}

$$pH=pK_{a2}+\log\frac{x-1}{2-x}$$

Explication

Après la première équivalence, le couple pertinent est HA−/A2−HA^-/A^{2-}, associé à pKa2pK_{a2}, d’où pH=pKa2+log⁡x−12−xpH=pK_{a2}+\log\frac{x-1}{2-x}. L’expression avec pKa1pK_{a1} décrit la première zone tampon.

22. Quel principe permet de déterminer la concentration d’un analyte lors d’un titrage d’oxydo-réduction suivi potentiométriquement ?

Comparer la couleur d’un indicateur après ajout du réactif titrant
Suivre la conductivité lors d’une réaction de neutralisation acido-basique
Mesurer la masse du précipité formé pendant une réaction ionique
Mesurer le potentiel d’une électrode pendant une réaction de transfert d’électrons

Mesurer le potentiel d’une électrode pendant une réaction de transfert d’électrons

Explication

Le titrage d’oxydo-réduction relie la concentration recherchée à une réaction de transfert d’électrons suivie par le potentiel d’une électrode. La formation d’un précipité concerne plutôt un titrage par précipitation, tandis que les deux autres méthodes reposent sur d’autres propriétés mesurées.

23. Lors du titrage de Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} par Ce4+\mathrm{Ce^{4+}}, quelle affirmation identifie correctement les rôles des espèces et la réaction bilan ?

Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} est l’oxydant titré et réagit avec Ce4+\mathrm{Ce^{4+}} pour former Fe3+\mathrm{Fe^{3+}} et Ce3+\mathrm{Ce^{3+}}
Ce3+\mathrm{Ce^{3+}} est l’oxydant titrant et transforme Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} en Fe3+\mathrm{Fe^{3+}} avec formation de Ce4+\mathrm{Ce^{4+}}
Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} est le réducteur titré et réagit avec Ce4+\mathrm{Ce^{4+}} pour former Fe3+\mathrm{Fe^{3+}} et Ce3+\mathrm{Ce^{3+}}
Ce4+\mathrm{Ce^{4+}} est le réducteur titrant et transforme Fe3+\mathrm{Fe^{3+}} en Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} avec formation de Ce3+\mathrm{Ce^{3+}}

$$\mathrm{Fe^{2+}}$$ est le réducteur titré et réagit avec $$\mathrm{Ce^{4+}}$$ pour former $$\mathrm{Fe^{3+}}$$ et $$\mathrm{Ce^{3+}}$$

Explication

Dans cette réaction, Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} cède des électrons et constitue donc le réducteur titré, tandis que Ce4+\mathrm{Ce^{4+}} les capte comme oxydant titrant. L’erreur fréquente consiste à inverser les rôles de l’analyte et du titrant ou à inverser le sens des transformations.

24. Pour calculer le potentiel au cours du titrage de Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} par Ce4+\mathrm{Ce^{4+}}, quel couple électrochimique est le plus approprié avant l’équivalence puis après l’équivalence ?

Le couple Fe3+/Fe2+\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}} avant et après l’équivalence, car il appartient à l’analyte
Le couple Ce4+/Ce3+\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}} avant l’équivalence, puis le couple Fe3+/Fe2+\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}} après l’équivalence
Le couple Ce4+/Ce3+\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}} avant et après l’équivalence, car il appartient au titrant
Le couple Fe3+/Fe2+\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}} avant l’équivalence, puis le couple Ce4+/Ce3+\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}} après l’équivalence

Le couple $$\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$$ avant l’équivalence, puis le couple $$\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}}$$ après l’équivalence

Explication

Avant l’équivalence, les espèces du couple de l’analyte contrôlent plus facilement le potentiel, tandis qu’après l’équivalence le couple du titrant devient prépondérant. Choisir le même couple dans les deux domaines néglige la composition différente de la solution avant et après le point équivalent.

25. Dans la région avant l’équivalence, une valeur x=0,25x=0,25 étant définie par la relation du titrage, quelle expression donne le potentiel ?

E=E1∘+0,06log⁡(0,250,75)E=E_1^\circ+0,06\log\left(\frac{0,25}{0,75}\right)
E=E1∘+0,06log⁡(1,250,25)E=E_1^\circ+0,06\log\left(\frac{1,25}{0,25}\right)
E=E1∘+0,06log⁡(0,750,25)E=E_1^\circ+0,06\log\left(\frac{0,75}{0,25}\right)
E=E1∘+0,06log⁡(0,251,25)E=E_1^\circ+0,06\log\left(\frac{0,25}{1,25}\right)

$$E=E_1^\circ+0,06\log\left(\frac{0,25}{0,75}\right)$$

Explication

Pour 0<x<10<x<1, la relation avant l’équivalence est E=E1∘+0,06log⁡x1−xE=E_1^\circ+0,06\log\frac{x}{1-x} ; avec x=0,25x=0,25, le rapport devient 0,25/0,750,25/0,75. Le rapport inverse correspondrait à une expression différente et ne respecte pas la forme imposée par le quotient des espèces oxydée et réduite.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 46 flashcards sur Titrimétrie acido-basique et rédox.

Qu'est-ce que la titrimétrie ?

Une méthode analytique basée sur la quantité d'un réactif connu nécessaire pour doser une substance.

Quand atteint-on le point d'équivalence en titrimétrie ?

Lorsque les moles de réactif étalon égalent celles de l'analyte.

Quels types de titrages existent selon la méthode utilisée ?

Volumétriques, gravimétriques, par précipitation et coulométriques.

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Approfondir avec la fiche

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