QCM : Transformations acido-basiques et analyses (22 questions)

Explication

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

Explication

Une base de Brønsted est définie par sa capacité à accepter un proton H⁺. Une base n’est pas définie par la production d’un ion hydroxyde ni par une charge négative obligatoire.

Explication

Le couple acide/base se note dans l’ordre de l’acide puis de sa base conjuguée, soit AH/A⁻. L’écriture A⁻/AH inverse cet ordre et ne correspond pas à la convention demandée.

Explication

L’eau H₂O figure dans les couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻, ce qui lui permet d’être amphotère. L’ion oxonium et l’ion hydroxyde n’appartiennent ici qu’à un seul couple présenté.

Explication

Une espèce amphotère peut donner un proton dans un couple et en accepter un dans un autre. Son caractère amphotère ne dépend pas nécessairement d’une charge négative, et elle ne joue pas le même rôle dans toutes les réactions.

Explication

La réaction consiste en un transfert du proton de l’acide AH₁ vers la base A₂⁻, ce qui produit A₁⁻ et AH₂. Un transfert d’électron décrit une réaction d’oxydoréduction plutôt qu’une réaction acide-base.

Explication

Dans une réaction totale, l’avancement final atteint l’avancement maximal, soit $x_f=x_{max}$, tandis qu’une réaction non totale s’arrête avant cette limite. La distinction repose donc sur l’avancement et non sur la présence ou l’absence de protons.

Explication

Avec l’eau, un acide fort transfère totalement son proton et forme son espèce A⁻ ainsi que H₃O⁺. Un acide faible établit au contraire une réaction limitée, et la formation de HO⁻ ne décrit pas ce transfert acide.

Explication

La libération de H⁺ est favorisée lorsque l’hydrogène est partiellement positif et que le doublet de liaison reste sur l’atome le plus électronégatif. Une charge partielle négative sur l’hydrogène ou une répartition équitable du doublet ne favorise pas ce mécanisme.

Explication

Dans la liaison O–H, la différence d’électronégativité de 1,24 rend la liaison suffisamment polarisée pour permettre la libération d’un proton et la formation d’un ion carboxylate. La valeur 0,84 correspond à la liaison N–H des amines, qui se comporte différemment.

Explication

La liaison N–H est moins polarisée, avec χ(N)−χ(H)=0,84, tandis que le doublet non liant de l’azote peut capter H⁺ et former un ion ammonium. À l’inverse, la liaison O–H d’un acide carboxylique permet plus facilement la libération du proton.

Explication

Le pH est un indicateur de la présence des ions hydronium H₃O⁺ dans une solution aqueuse. La conductivité et la quantité de dioxygène dissous sont d’autres grandeurs qui ne définissent pas directement le pH.

Explication

Le pH se calcule par le logarithme décimal opposé du rapport entre la concentration en ions hydronium et la concentration standard. Le signe négatif et le rapport avec $c^\circ$ sont essentiels pour obtenir la relation correcte.

Explication

À 25 °C, une solution est basique lorsque son pH est supérieur à 7, donc un pH de 9,0 indique une solution basique. Une solution neutre possède un pH égal à 7, tandis qu’un pH inférieur à 7 indique une solution acide.

Explication

Un dosage par étalonnage relie une grandeur physique mesurée à la concentration en comparant la solution étudiée à des solutions étalons connues. L’ajout d’un réactif jusqu’à l’équivalence correspond au principe d’un dosage par titrage.

Explication

La loi de Beer-Lambert relie linéairement l’absorbance A à la concentration c par $A=\varepsilon\times l\times c=k\times c$, dans le domaine indiqué. La conductivité σ relève de la loi de Kohlrausch et ne remplace pas l’absorbance dans cette relation.

Explication

Pour une solution ionique contenant un seul soluté, la loi de Kohlrausch s’écrit $\sigma=k\times c$ et relie la conductivité à la concentration. La loi de Beer-Lambert concerne l’absorbance, tandis que les deux autres relations décrivent respectivement le pH et une dilution.

Explication

Le protocole comprend la préparation de solutions étalons, la mesure de leur absorbance ou conductivité, le tracé de la courbe d’étalonnage, puis la mesure de l’échantillon et la détermination de sa concentration. L’ajout d’un indicateur et la recherche d’une équivalence décrivent plutôt un titrage.

Explication

Les bandes d’absorption infrarouges sont caractéristiques de certaines liaisons et de certains groupes fonctionnels, ce qui permet d’identifier leur présence. La couleur complémentaire concerne l’interprétation d’un spectre UV-visible, et non l’identification directe par spectroscopie infrarouge.

Explication

La couleur perçue est complémentaire de la couleur correspondant au maximum d’absorption ; l’absorption dans le rouge conduit donc à une solution cyan. Une solution jaune, verte ou violette correspondrait à une autre couleur absorbée de manière dominante.

Explication

Dans le modèle du gaz parfait, la taille des entités est négligeable devant leur distance moyenne et leurs interactions sont considérées comme négligeables. Des interactions fortes ou des entités dont le volume devient important décrivent plutôt un comportement éloigné du modèle idéal.

Explication

L’équation d’état d’un gaz parfait s’écrit $P\times V=n\times R\times T$, avec $R=8,314\ \mathrm{Pa.m^3.mol^{-1}.K^{-1}}$. Les autres expressions associent incorrectement les grandeurs ou placent la constante des gaz parfaits au mauvais endroit.