QCM N° 05

Réactions

acido-basiques

 

   


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Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

 

Énoncé

A

B

C

Réponse

1

À 25 ° C, le produit ionique de l’eau :

Ke = [H3O+]eq . [HO ]eq  

Cette constant d’équilibre est associée à la réaction :

 

 

 

B

2

L’autoprotolyse de l’eau :

Est une réaction très limitée

Est une réaction totale

Est une réaction acido-basique

AC

3

On affirme que seulement 2 molécules d’eau sur 556 millions participent à la formation des ions H3O+ et HO. Le taux d’avancement final τ de la réaction d’autoprotolyse de l’eau vaut :

τ ≈ 1

τ ≈ 3,6 x 10 – 9

τ ≈ 1,0 x 10 – 7

B

4

La constante d’équilibre associée à l’équation d’autoprotolyse de l’eau, notée Ke est appelé produit ionique de l’eau.

On donne :

À 25 ° C, pKe = 14

À 60 ° C, pKe = 13

La constante Ke est valable pour toutes les solutions aqueuses

La constante Ke augmente avec la température

La constante Ke diminue avec la température

AB

5

Au produit ionique de l’eau, on associe une autre grandeur nommée pKe. Cette grandeur est définie par la relation :

Ke = – log (pKe)

Ke = 10 pKe

Ke = – pKe

B

6

Une solution neutre :

Contient plus d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient moins d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient autant d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

C

7

Une solution acide :

Contient plus d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient moins d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient autant d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

B

8

Une solution basique :

Contient plus d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient moins d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

Contient autant d’ions hydroxyde que d’ions oxonium

A

9

On donne :

À 25 ° C, pKe = 14

À 60 ° C, pKe = 13

À 60 °C, une solution de pH = 7,0 est :

Acide

Basique

Neutre

B

10

Une solution est acide si :

 

 

 

C

11

La constante d’acidité KA associée à la réaction entre un acide AH (aq) et l’eau a pour expression :

 

 

 

B

12

L’expression générale de la constante d’acidité KA est :

 

 

 

C

13

L’expression de la constante d’acidité du couple NH(aq) / NH3 (aq) est :

 

 

 

C

14

Pour tout couple Acide / Base, noté A / B :

 

 

 

A

15

Pour les solutions d’acides de mêmes concentrations C :

Le pH est d’autant plus grand que le KA est grand

Le pH est d’autant plus faible que le KA est grand

Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le KA est grand

BC

16

Pour les solutions d’acides de mêmes concentrations C :

Le pH est d’autant plus faible que le pKA petit.

 

L’acide est d’autant plus dissocié que le pKA grand

Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le pKA grand

A

17

Pour les solutions de bases de mêmes concentrations C :

Le pH est d’autant plus élevé que le KA est petit

Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le KA est petit

La base est d’autant plus dissociée que le KA est grand

AB

18

On considère la réaction entre l’acide A1H (du couple A1H / A1, KA1) et la base A2 (du couple A2H / A2, KA2 )

Il se produit la réaction chimique :

À cette réaction est associée une constante d’équilibre K d’expression :

 

 

 

A

19

Une solution de chlorure d’ammonium a un pH = 11.

Le pKA du couple NH4+ (aq) / NH3 (aq) vaut 9,2.

Dans cette solution :

L’espèce prédominante est NH3 (aq)

L’espèce prédominante est l’ion ammonium NH4+ (aq)

Il n’y a pas d’ions ammonium

A

20

Une solution de soude de formule {Na+ (aq) + HO– (aq)}a une concentration en ions hydroxyde de 1,0 x 10 – 5 mol / L. Son pH, à 25 ° C, vaut :

pH ≈ 5,0

pH ≈ 9,0

pH ≈ 7,0

B

 Questionnaire a été réalisé avec Questy Pour s'auto-évaluer

Produit ionique de l’eau

Avancement final de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

Produit ionique de l’eau.

Les solutions aqueuses et le produit ionique de l’eau.

Solutions neutre, acide, basique.

Constante d’acidité KA.

Comportement des acides en solution aqueuse.

Comportement des bases en solution aqueuse.

Constante d’équilibre K des réactions acido-basiques.

Diagramme de distribution et domaines de prédominance.

 Produit ionique de l’eau

-        Autoprotolyse de l’eau.

-        A 25 °C, l’eau pure a un pH = 7. En conséquence, l’eau pure contient des ions oxonium H3O+.

-        La concentration des ions oxonium peut se déduire de la définition du pH d’une solution aqueuse diluée :

-        [H3O+ ]eq  =10pH   ⇒  [H3O+ ]eq  ≈ 1,0 x 10 – 7  mol / L

-        L’eau pure est partiellement ionisée.

-        Il se produit une réaction acido-basique entre deux molécules d’eau.

-        Il y a un échange de protons entre deux molécules d’eau.

-        (1) 

-        La réaction d’autoprotolyse de l’eau est une réaction très limitée.

-        Seulement 2 molécules d'eau sur 556 millions participent à la formation des ions :

 Avancement final de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

-        À  25 °C, un volume V = 1,00 L d’eau a un pH = 7,0.

-        On peut dresser le tableau d’avancement de la réaction et déterminer la valeur du taux d’avancement final de la réaction.

-        Dans 1,00 L d’eau, il y a environ 55,6 mol d’eau.

-        Tableau d’avancement de la réaction d’autoprotolyse de l’eau :

-        Taux d’avancement final de la réaction :

-        Expression de l’avancement final : On connaît la valeur du pH de la solution. En conséquence :

-        xf  = [H3O+ ] (eq) . V

-            Par définition :  [H3O+ ]  =10pH  mol / L

-        On en déduit que : xf  = 10 pH  . V

-        xf  ≈ 1,0 x 10 – 7  x 1,0

-        xf  ≈ 1,0 x 10 – 7  mol

-        Taux d’avancement final :

-         

 Produit ionique de l’eau.

-        La constante d’équilibre associée à l’équation d’autoprotolyse de l’eau, notée K e est appelée produit ionique de l’eau.

-        K e = [ H3O+ ]eq . [HO]eq 

-        La valeur du produit ionique de l’eau dépend de la température. Elle croît avec la température.

-        Remarque : pour des raisons de commodité, on utilise le pKe.

-        pKe = - log Ke  ⇒  Ke = 10pKe à 25 °C, pKe ≈ 14.

 Les solutions aqueuses et le produit ionique de l’eau.

-        Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l’eau vaut : Ke = [H3O+ ]eq . [HO]eq 

-        En utilisant le pK e, on peut écrire :

-         pKe = - log [H3O+ ]eq  - log [HO]eq  ⇒   pKe.= pH  - log [HO]eq 

 Solutions neutre, acide, basique.

-        Une solution neutre contient autant d'ions oxonium que d'ions hydroxyde.

-         

-        À 25° C, pKe = 14 et pH = 7 pour les solutions neutres.

-        Une solution acide contient plus d'ions oxonium que d'ions hydroxyde

-         

-        À 25° C, pKe = 14 et pH < 7 pour les solutions acides.

-        Une solution basique contient plus d'ions hydroxyde que d'ions oxonium :

-         

-        À 25° C, pKe = 14 et pH > 7 pour les solutions basiques.

 Constante d’acidité KA.

-        L’équation de la réaction entre un acide AH et l’eau s’écrit :

-        AH (aq)  +   H2O (ℓ)   =   H3O+ (aq)  +   A–  (aq)   (1) 

-        cette réaction fait intervenir les couples acide / base suivants : AH (aq) / A–  (aq)  et  H3O+ (aq) / H2O (ℓ).

-        La constante d’équilibre associée à cette réaction est appelée constante d’acidité notée KA.

-        Expression : constante d’acidité du couple : AH (aq) / A–  (aq) 

-        Remarque 1 : La constante d’acidité dépend de la température.

-        Remarque 2 : On peut utiliser la pK A.

-         

-        généralisation : Pour tout couple Acide / Base, noté A / B tel que :

-         

-         

 Comportement des acides en solution aqueuse.

-        Pour des solutions aqueuses d’acides de mêmes concentrations :

-        Le pH est d’autant plus faible que le KA est grand ou le pKA petit.

-        Le taux d’avancement final est d’autant plus grand que le KA est grand ou le pKA petit.

-        L’acide est d’autant plus dissocié que le KA est grand ou le pKA petit.

 Comportement des bases en solution aqueuse.

-        Pour des solutions aqueuses de bases de mêmes concentrations :

-        Le pH est d’autant plus élevé que le KA est petit ou le pKA grand.

-        Le taux d’avancement final est d’autant plus grand que le KA est petit ou le pKA grand.

-        La base est d’autant plus dissociée que le KA est petit ou le pKA grand.

 Constante d’équilibre K des réactions acido-basiques.

-        Relation entre K et les constantes d’acidité des couples acide / base.

-        On considère la réaction entre l’acide A1H (du couple A1H / A1 , KA1) et la base A2 (du couple A2H / A2, KA2 )

-        Il se produit la réaction chimique :

-         

-        A chaque couple est associé une constante d’acidité :

-         

-         

-        La réaction entre l’acide A1H et la base A2 est caractérisée par une constante d’équilibre K :

-         

-        On peut exprimer K en fonction de KA1 et KA2.

-         

-         

-         

-        La constante l’équilibre de la réaction dépend des constantes d’acidité des couples acide / base mis en jeu.

 Diagramme de distribution et domaines de prédominance.

-        Cas général.

-        La relation :

-         

-        qui découle de la réaction :

-        Si pH = pKA, L'acide AH est la base conjuguée A ont les mêmes concentrations

-        Si pH > pKA, La base A est l'espèce prédominante

-        Si pH < pKA, L’acide AH est l'espèce prédominante

-        représentation sur un axe horizontal : couple AH / A .

 

-        Diagramme de distribution : pour l’acide éthanoïque (pKA = 4,8)