QCM : Transformations acide-base et pH — 16 questions

Explication

Un acide de Brønsted est une espèce capable de donner au moins un proton H⁺. Une base de Brønsted, en revanche, se définit par sa capacité à capter ce proton.

Explication

Une base de Brønsted capte au moins un proton H⁺ au cours d’une transformation acide-base. La cession d’un proton caractérise au contraire un acide de Brønsted.

Explication

Un couple acide-base se note HA/A⁻ : HA est l’acide et A⁻ sa base conjuguée après perte d’un proton. Les autres écritures ne représentent pas la notation générale d’un tel couple.

Explication

La demi-équation d’un couple s’écrit avec l’acide à gauche et la base conjuguée accompagnée du proton à droite. Écrire la base à gauche inverse le sens conventionnel demandé pour cette demi-équation.

Explication

Un ampholyte peut se comporter comme un acide en cédant un proton et comme une base en le captant. La présence de deux charges ou la participation à une réaction d’oxydoréduction ne définit pas cette propriété.

Explication

Dans le couple H₃O⁺/H₂O, l’eau est la base conjuguée de H₃O⁺ et peut capter un proton. Dans le couple H₂O/HO⁻, elle est au contraire l’acide qui cède ce proton.

Explication

L’acide carbonique H₂CO₃ forme avec sa base conjuguée le couple H₂CO₃/HCO₃⁻, puis l’ion hydrogénocarbonate forme le couple HCO₃⁻/CO₃²⁻. Les autres associations ne correspondent pas aux deux couples successifs de l’acide carbonique.

Explication

L’acide carboxylique perd un ion $H^+$ et devient son ion carboxylate, qui est sa base conjuguée. Confondre ce rôle avec celui du carboxylate conduit à inverser l’acide et sa base conjuguée.

Explication

Le doublet non liant de l’azote forme une liaison avec $H^+$, et l’azote acquiert alors une charge positive. La libération de $H^+$ correspondrait à un comportement acide et non à la propriété basique décrite ici.

Explication

Une réaction acide-base repose sur le transfert de $H^+$ entre l’acide $A_1H$ et la base $A_2^-$, ce qui permet ensuite d’additionner les deux demi-équations. Le transfert d’électrons décrit une réaction d’oxydoréduction, pas une transformation acide-base.

Explication

Une flèche simple $\rightarrow$ signifie que la transformation est considérée comme totale. La double flèche $\rightleftharpoons$ indique au contraire une transformation non totale, limitée par un équilibre.

Explication

Le papier pH fournit une mesure peu précise, généralement arrondie à l’unité, alors que le pH-mètre permet une lecture au dixième. Attribuer la meilleure précision au papier pH inverse les performances des deux instruments.

Explication

Le pH est défini par le logarithme décimal opposé du rapport entre la concentration en ions oxonium et la concentration standard. La concentration $[H_3O^+]$ s’exprime en $\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, tandis que le pH est sans dimension grâce au rapport.

Explication

On utilise $[H_3O^+]=c^\circ\times10^{-pH}$, ce qui donne ici $1,0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. La puissance positive correspondrait à une concentration augmentant avec le pH, contrairement à la relation définissant le pH.

Explication

À 25 °C, un pH inférieur à 7,0 caractérise une solution acide. Une solution basique possède au contraire un pH supérieur à 7,0, tandis que la neutralité correspond à un pH égal à 7,0.

Explication

Une concentration plus élevée en ions hydronium rend la solution plus acide et correspond à un pH plus faible. La seconde solution contient moins d’ions hydronium ; elle est donc moins acide, même si elle reste acide dans ce cas.