QCM N° 05 Réactions acido-basiques en solution aqueuse, questionnaire sous forme d'un tableau.

QCM N° 05

Réactions acido-basiques

Cours : 2010

Cours : 2018

Cours : 2000

QCM N° 05 Chimie : Réactions acido-basiques AIDE Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).
	Énoncé	A	B	C	R
1	À 25 ° C, le produit ionique de l’eau : K_e = [H₃O⁺]_eq . [HO^– ]_eq Cette constant d’équilibre est associée à la réaction :	2 H₂O (ℓ) → H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq)	2 H₂O (ℓ) = H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq)	H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq) = 2 H₂O (ℓ	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 × 10 ^{– 9}	τ ≈ 1,0 × 10 ^{– 7}	B
4	La constante d’équilibre associée à l’équation d’autoprotolyse de l’eau, notée K_e est appelé produit ionique de l’eau. On donne : À 25 ° C, pK_e = 14 À 60 ° C, pK_e = 13	La constante K_e est valable pour toutes les solutions aqueuses	La constante K_e augmente avec la température	La constante K_e diminue avec la température	AB
5	Au produit ionique de l’eau, on associe une autre grandeur nommée pK_e. Cette grandeur est définie par la relation :	K_e = – log (pK_e)	K_e = 10^{– pKe}	K_e = – pK_e	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, pK_e = 14 À 60 ° C, pK_e = 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 K_A 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 K_A est :				C
13	L’expression de la constante d’acidité du couple NH₄(aq) / NH₃ (aq) est :				C
14 14	Pour tout couple Acide / Base, noté B :				A
15	Pour les solutions d’acides de mêmes concentrations C :	Le pH est d’autant plus grand que le K_Aest grand	Le pH est d’autant plus faible que le K_Aest grand	Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le K_Aest grand	BC
16	Pour les solutions d’acides de mêmes concentrations C :	Le pH est d’autant plus faible que le pK_Apetit.	L’acide est d’autant plus dissocié que le pK_Agrand	Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le pK_Agrand	A
17	Pour les solutions de bases de mêmes concentrations C :	Le pH est d’autant plus élevé que le K_Aest petit	Le taux d’avancement final τ est d’autant plus grand que le K_Aest petit	La base est d’autant plus dissociée que le K_Aest grand	AB
18	On considère la réaction entre l’acide A₁H (du couple A₁H / A₁^–, K_A₁) et la base A₂^– (du couple A₂H / A₂^–, K_A₂ ). Il se produit la réaction chimique : A₁H (aq) + A₂^– (aq) = A₁^– (aq) + A₂H (aq) 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 pK_A 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 × 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

AIDE

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 K_A.

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 =10^{– pH} ⇒ [H₃O⁺ ]_eq ≈ 1,0 × 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.

- H₂O (ℓ) + H₂O (ℓ) = H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq) (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 :

Équation		2 H₂O _(ℓ)	=	H₃O⁺ _(aq)	+ HO^– _(aq)
état	Avancement x (mol)	(mol)		(mol)	(mol)
État initial (mol)	0	n_i = 55,6		0	0
Au cours Trans.	x	n_{i –} 2 x		x	x
Avancement final	x_f	n_{i –} 2 x_f		x_f	x_f
Avancement maximal	x_max	n_{i –} 2 x_max = 0		x_max	x_max

- Taux d’avancement final de la réaction :

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

- x_f = [H₃O⁺ ] _(eq) . V

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

- On en déduit que : x_f = 10^– ^pH . V

- x_f ≈ 1,0 × 10^{– 7} x 1,0

- x_f ≈ 1,0 × 10^{– 7} mol

- Taux d’avancement final :

-

Équation		2 H₂O _(ℓ)	=	H₃O⁺ _(aq)	+ HO^– _(aq)
état	Avancement x (mol)	(mol)		(mol)	(mol)
État initial (mol)	0	n_i = 55,6		0	0
Avancement final	x_f	n_eq ≈ 55,6		x_f≈ 1,0 × 10^{– 7}	x_f≈ 1,0 × 10^{– 7}

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 pK_e.

- pK_e = - log K_e ⇒ K_e = 10^–^pKe à 25 °C, pK_e ≈ 14.

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

- Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l’eau vaut : K_e = [H₃O⁺]_eq . [HO^–]_eq

- En utilisant le pK _e, on peut écrire :

- pK_e = - log [H₃O⁺]_eq - log [HO^–]_eq ⇒ pK_e.= pH - log [HO^–]_eq

Solutions neutre, acide, basique.

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

-

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

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

-

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

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

-

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

Constante d’acidité K_A.

- 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 K_A.

- 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 K_Aest grand ou le pK_Apetit.

- Le taux d’avancement final est d’autant plus grand que le K_Aest grand ou le pK_Apetit.

- L’acide est d’autant plus dissocié que le K_Aest grand ou le pK_Apetit.

Comportement des bases en solution aqueuse.

- Pour des solutions aqueuses de bases de mêmes concentrations :

- Le pH est d’autant plus élevé que le K_Aest petit ou le pK_Agrand.

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

- La base est d’autant plus dissociée que le K_Aest petit ou le pK_Agrand.

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^– , K_A₁) et la base A₂^– (du couple A₂H / A₂^–, K_A₂ )

- 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 K_A1 et K_A2.

-

- 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.

- 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 =10 – pH ⇒ [H3O+ ]eq ≈ 1,0 × 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.

- H2O (ℓ) + H2O (ℓ) = H3O+ (aq) + HO– (aq) (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 :

- 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+ ] =10 – pH mol / L

- On en déduit que : xf = 10 – pH . V

- xf ≈ 1,0 × 10 – 7 x 1,0

- xf ≈ 1,0 × 10 – 7 mol

- Taux d’avancement final :

-

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

- Ke = [ 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 = 10 – pKe à 25 °C, pKe ≈ 14.

- 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

- 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.

- 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 :

-

-

- 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.

- 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.

- 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.

- 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

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

- [H₃O⁺ ]_eq =10^{– pH} ⇒ [H₃O⁺ ]_eq ≈ 1,0 × 10^{– 7} mol / L

- H₂O (ℓ) + H₂O (ℓ) = H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq) (1)

- x_f = [H₃O⁺ ] _(eq) . V

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

- On en déduit que : x_f = 10^– ^pH . V

- x_f ≈ 1,0 × 10^{– 7} x 1,0

- x_f ≈ 1,0 × 10^{– 7} mol

- 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

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

- pK_e = - log K_e ⇒ K_e = 10^–^pKe à 25 °C, pK_e ≈ 14.

- Dans toutes les solutions aqueuses, le produit ionique de l’eau vaut : K_e = [H₃O⁺]_eq . [HO^–]_eq

- En utilisant le pK _e, on peut écrire :

- pK_e = - log [H₃O⁺]_eq - log [HO^–]_eq ⇒ pK_e.= pH - log [HO^–]_eq

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

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

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

- 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 K_A.

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

- Remarque 2 : On peut utiliser la pK_A.

- Le pH est d’autant plus faible que le K_Aest grand ou le pK_Apetit.

- Le taux d’avancement final est d’autant plus grand que le K_Aest grand ou le pK_Apetit.

- L’acide est d’autant plus dissocié que le K_Aest grand ou le pK_Apetit.

- Le pH est d’autant plus élevé que le K_Aest petit ou le pK_Agrand.

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

- La base est d’autant plus dissociée que le K_Aest petit ou le pK_Agrand.

- On considère la réaction entre l’acide A₁H (du couple A₁H / A₁^– , K_A₁) et la base A₂^– (du couple A₂H / A₂^–, K_A₂ )

- 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 K_A1 et K_A2.

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

- Si pH > pK_A, La base A^– est l'espèce prédominante

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

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

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