Terminale · Physique-chimie

Force des acides et des bases

Chapitre 8

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Prévois papier, stylo et calculatrice. Plusieurs réponses peuvent être justes. Convertis le pH en concentration avant le bilan, vérifie les approximations de dilution et exprime les constantes par des rapports sans dimension.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Acide fort à concentration connue

On dissout HCl, considéré totalement transformé en solution aqueuse, à c=1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹ à 25 °C. L'autoprotolyse de l'eau est négligeable ici. Que prévoit le modèle ?

Le pH vaut 12,0 puisque HCl est fort. Le pH est voisin de 2,0. La formule pH=−log(c/c°) reste exacte à toute dilution imaginable. [Cl⁻]≈1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹. [H₃O⁺]≈1,0 × 10⁻² mol·L⁻¹.

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Réponse attendue : B, D, E

A — Faux. Faux. Une solution acide à 0,010 mol·L⁻¹ a un excès d'oxonium ; 12,0 caractériserait une solution basique.
B — Vrai. Vrai. Par définition pH=−log([H₃O⁺]/c°) ; avec c°=1 mol·L⁻¹, on obtient 2,0.
C — Faux. Faux. Aux concentrations extrêmement faibles, l'oxonium provenant de l'eau n'est plus négligeable devant l'apport d'acide.
D — Vrai. Vrai. La dissolution et le transfert de proton donnent un ion chlorure par HCl initial, hors correction de volume négligeable.
E — Vrai. Vrai. Chaque mole de HCl apporte une mole d'ions oxonium dans le modèle de transformation totale et de dilution annoncée.

Méthode à retenir. Écrire le transfert total avant de calculer le logarithme du rapport sans dimension.

Question 2

Base forte diluée

Une solution de NaOH assimilée à une base forte a c=1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹ à 25 °C. On prend K_e=1,0 × 10⁻¹⁴ et on néglige l'autoprotolyse devant l'apport de HO⁻. Quelles valeurs en résultent ?

Le pH vaut environ 11,0. [HO⁻]≈1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. [H₃O⁺]≈1,0 × 10⁻¹¹ mol·L⁻¹. La solution est électriquement positive parce que Na⁺ est présent. Le pH vaut 3,0 car [HO⁻]=10⁻³ mol·L⁻¹.

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Réponse attendue : A, B, C

A — Vrai. Vrai. Après calcul de l'oxonium par le produit ionique, le logarithme de [H₃O⁺]/c°=10⁻¹¹ donne pH=11,0 à 25 °C.
B — Vrai. Vrai. NaOH libère un ion hydroxyde par formule dissoute ; la concentration est donc proche de la concentration apportée.
C — Vrai. Vrai. Le produit ionique impose [H₃O⁺][HO⁻]=10⁻¹⁴ avec c° implicite ; 10⁻¹⁴/10⁻³=10⁻¹¹.
D — Faux. Faux. Les ions sodium et hydroxyde sont apportés en nombres égaux ; la solution globale reste électroneutre.
E — Faux. Faux. Le logarithme direct de l'hydroxyde donne pOH=3,0 ; pH=14,0−3,0=11,0 à 25 °C.

Méthode à retenir. Passer de la concentration de HO⁻ au produit ionique puis au pH.

Question 3

Un acide faible mesuré

Une solution d'acide HA à c=0,100 mol·L⁻¹ a un pH mesuré de 3,00 à 25 °C. On néglige les ions apportés par l'eau ; HA ⇌ A⁻+H₃O⁺. Quel taux de dissociation en déduit-on ?

Le taux est 0,001 %. Le taux est environ 1,0 %. Le taux est 10 % parce que 3/0,100=30. Le taux ne peut pas être estimé sans connaître le volume de la solution. Le taux est 100 % parce que le pH est inférieur à 7.

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Réponse attendue : B

A — Faux. Faux. Le rapport 0,001/0,100 vaut 0,010, soit 1,0 % après multiplication par cent.
B — Vrai. Vrai. Le pH donne [H₃O⁺]=10⁻³ mol·L⁻¹ ; en négligeant l'eau, cela correspond à l'avancement volumique x, donc x/c=0,001/0,100=0,010.
C — Faux. Faux. Le pH n'est pas une concentration ; il faut d'abord obtenir [H₃O⁺] par une puissance de dix.
D — Faux. Faux. Les concentrations initiale et formée sont déjà données ; leur rapport fournit le taux sans volume supplémentaire.
E — Faux. Faux. Un pH acide indique un excès d'oxonium, mais ne dit pas que toutes les molécules HA ont cédé un proton.

Méthode à retenir. Convertir d'abord le pH en concentration d'oxonium, puis calculer x/c.

Question 4

Déduire K_A d'un pH

Dans la même solution HA de concentration initiale 0,100 mol·L⁻¹ et de pH 3,00, on admet [A⁻]=[H₃O⁺]=0,0010 mol·L⁻¹. On prend c°=1 mol·L⁻¹. Que vaut K_A ?

On peut mettre c=0,100 au dénominateur sans aucune approximation. K_A=0,100 parce que c est donnée. [HA] à l'équilibre vaut 0,0990 mol·L⁻¹. K_A≈1,01 × 10⁻⁵. K_A a l'unité mol·L⁻¹ dans la formule thermodynamique normalisée.

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Réponse attendue : C, D

A — Faux. Faux. Le dénominateur exact du modèle utilise [HA]_éq=0,0990 mol·L⁻¹ ; c n'est qu'une approximation ici.
B — Faux. Faux. La concentration initiale ne suffit pas ; K_A combine les concentrations de toutes les espèces à l'équilibre.
C — Vrai. Vrai. La formation de 0,0010 mol·L⁻¹ de A⁻ consomme la même concentration de HA initial.
D — Vrai. Vrai. À l'équilibre, la consommation de HA donne [HA]=0,100−0,0010=0,0990 mol·L⁻¹ ; le produit des concentrations des ions divisé par [HA] et c° donne K_A≈0,0010²/(0,0990c°)=1,01 × 10⁻⁵.
E — Faux. Faux. Chaque concentration est normalisée par c° ; le quotient et donc K_A sont sans dimension.

Méthode à retenir. Reconstruire les trois concentrations d'équilibre avant d'évaluer le quotient normalisé.

Question 5

Comparer deux acides faibles

À la même température, deux couples possèdent pK_A(HA/A⁻)=4,8 et pK_A(HB/B⁻)=2,8. On compare leurs acides dans des conditions identiques. Quelle conclusion est correcte ?

HA est cent fois plus fort car son pK_A est plus grand. K_A(HB) est cent fois K_A(HA). HB est l'acide le plus fort des deux. Leurs bases conjuguées ont exactement la même force. Les deux solutions ont nécessairement le même pH quelle que soit leur concentration.

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Réponse attendue : B, C

A — Faux. Faux. Le logarithme porte un signe moins ; un pK_A plus grand signifie un K_A plus petit.
B — Vrai. Vrai. La différence de deux unités de pK_A donne un rapport K_A(HB)/K_A(HA)=10²=100.
C — Vrai. Vrai. Un pK_A plus faible correspond à un K_A plus élevé : HB cède plus facilement un proton dans l'eau.
D — Faux. Faux. Une différence de pK_A entraîne une différence de comportement des bases conjuguées en solution.
E — Faux. Faux. Le pH dépend de la concentration et de la dissociation ; des acides différents ne donnent pas automatiquement le même pH.

Méthode à retenir. Passer de la différence de pK_A au rapport inverse des constantes.

Question 6

Frontière de prédominance

Un couple HA/A⁻ a pK_A=4,8. Une solution tampon à pH=5,8 contient ces deux espèces. Dans l'approximation des solutions diluées, que vaut leur rapport ?

[A⁻]/[HA]≈10. Le rapport vaut 5,8/4,8. [HA]/[A⁻]≈10. A⁻ est l'espèce prédominante. HA a totalement disparu de la solution.

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Réponse attendue : A, D

A — Vrai. Vrai. La relation pH=pK_A+log([A⁻]/[HA]) donne un logarithme égal à 1,0, soit un rapport 10.
B — Faux. Faux. Les valeurs de pH et pK_A se soustraient avant d'appliquer la puissance de dix ; elles ne se divisent pas.
C — Faux. Faux. Ce rapport est l'inverse de celui attendu : HA est environ dix fois moins concentré que A⁻.
D — Vrai. Vrai. Le pH dépasse le pK_A d'une unité ; la forme basique est environ dix fois plus concentrée.
E — Faux. Faux. Un rapport de 10 signifie encore une quantité non nulle de HA ; prédominance ne signifie pas absence.

Méthode à retenir. Utiliser la différence pH−pK_A comme logarithme du rapport base sur acide.

Question 7

Égalité des formes

On mélange HA et A⁻ en solution diluée, à température fixée. Après équilibre, les concentrations des deux formes sont égales et non nulles. Que peut-on déduire si le couple reste dans le domaine du modèle ?

La constante K_A est égale à un pour cette seule raison. La réaction acide-base est totale parce que les deux concentrations sont égales. Le pH est égal au pK_A du couple. Le pH est nécessairement 7,0 pour tous les couples. La moitié des espèces de ce couple est sous chaque forme, si seules ces deux formes comptent.

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Réponse attendue : C, E

A — Faux. Faux. L'égalité [HA]=[A⁻] fixe pH=pK_A, mais pas la valeur numérique de K_A.
B — Faux. Faux. La coexistence des formes non nulles indique une composition d'équilibre, pas une disparition totale d'une espèce.
C — Vrai. Vrai. Quand [A⁻]/[HA]=1, son logarithme vaut zéro dans la relation de Henderson–Hasselbalch.
D — Faux. Faux. Le pH coïncide avec le pK_A propre au couple ; il n'est pas universellement neutre.
E — Vrai. Vrai. Des concentrations égales de HA et A⁻ représentent chacune la moitié de leur somme mesurée.

Méthode à retenir. Mettre le rapport des concentrations à un dans la relation d'équilibre.

Question 8

Calcul d'un tampon

Un mélange CH₃COOH/CH₃COO⁻ a pK_A=4,76. Dans le volume final, [acide]=0,020 mol·L⁻¹ et [base]=0,040 mol·L⁻¹. Quel pH approche-t-on avec le modèle usuel ?

Le rapport base/acide vaut deux. pH≈5,06. pH=4,76 exactement parce que les deux formes sont présentes. Le pH est obtenu en additionnant 0,020 et 0,040 au pK_A. pH≈4,46.

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Réponse attendue : A, B

A — Vrai. Vrai. Les concentrations finales indiquées donnent directement 0,040/0,020=2 ; leur volume commun s'annule dans ce rapport.
B — Vrai. Vrai. Le rapport final de la base sur l'acide vaut deux ; la relation de Henderson donne pH=4,76+log(0,040/0,020)=4,76+log2≈5,06.
C — Faux. Faux. La présence des deux formes ne suffit pas : le pH égale pK_A seulement si leurs concentrations sont égales.
D — Faux. Faux. La relation d'équilibre fait intervenir un logarithme de rapport sans dimension, jamais une somme de concentrations au pK_A.
E — Faux. Faux. Soustraire log2 inverse le rapport ; ici la base conjuguée est deux fois plus concentrée que l'acide.

Méthode à retenir. Calculer le rapport final base/acide avant d'appliquer le logarithme décimal.

Question 9

Petite addition d'acide

Un tampon contient initialement 10 mmol de HA et 10 mmol de A⁻, avec pK_A=4,8. On ajoute 1,0 mmol de H₃O⁺ et on suppose son transfert sur A⁻ total, avec volume presque inchangé. Quel état suit ?

Le pH monte puisque l'acide ajouté réagit. Le pH final est voisin de 4,71. L'ajout dépasse nécessairement la capacité du tampon. Il reste 9,0 mmol de A⁻ et on obtient 11 mmol de HA. Le tampon empêche tout changement de pH à la dernière décimale.

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Réponse attendue : B, D

A — Faux. Faux. L'ajout consomme la forme basique A⁻ ; le rapport base/acide diminue et le pH baisse.
B — Vrai. Vrai. Avec le volume commun presque inchangé, pH=4,8+log(9/11)≈4,71, soit une faible baisse.
C — Faux. Faux. Il ne représente qu'un dixième de la quantité initiale de chaque forme ; A⁻ reste présent.
D — Vrai. Vrai. Le proton ajouté consomme 1,0 mmol de base conjuguée et forme autant d'acide, suivant A⁻+H₃O⁺ ⟶ HA+H₂O.
E — Faux. Faux. Une solution tampon limite une variation pour un ajout modéré, mais la variation calculée est non nulle.

Méthode à retenir. Faire d'abord le tableau de transfert du proton, puis calculer le nouveau rapport.

Question 10

Diluer un tampon

Un mélange idéal de HA et A⁻ a [HA]=[A⁻]=0,10 mol·L⁻¹ et pK_A=5,0. On le dilue dix fois sans ajout d'acide ni de base. Dans la limite où l'approximation tampon reste valable, quelle grandeur change ?

Les deux concentrations deviennent 0,010 mol·L⁻¹. Le pK_A est divisé par dix par la dilution. Le rapport [A⁻]/[HA] reste proche de un. La quantité totale de chaque forme est divisée par dix par cette simple dilution. Le pH reste voisin de 5,0 dans le domaine annoncé.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. Vrai. Une dilution par dix divise chacune des concentrations initiales par dix lorsque les quantités de solutés se conservent.
B — Faux. Faux. À température fixée, le pK_A caractérise le couple, non la concentration totale de la solution.
C — Vrai. Vrai. Les deux espèces sont diluées dans la même proportion ; leur rapport ne change pas dans ce modèle.
D — Faux. Faux. On ajoute seulement de l'eau : les concentrations diminuent, mais les nombres de moles de HA et A⁻ se conservent.
E — Vrai. Vrai. La relation pH=pK_A+log1 garde la même valeur tant que les hypothèses de tampon restent adaptées.

Méthode à retenir. Distinguer la stabilité approximative du pH et la quantité totale d'espèces tampons.

Question 11

Produit ionique de l'eau

À 25 °C, on prend K_e=1,0 × 10⁻¹⁴. Une solution a pH=5,00. Quelle concentration en ions hydroxyde obtient-on avec le modèle des solutions diluées ?

[HO⁻]=1,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹. Il faut multiplier 10⁻⁵ par 10⁻¹⁴ pour obtenir [HO⁻]. Le produit ionique ne s'applique qu'à l'eau pure. [HO⁻]≈1,0 × 10⁻⁹ mol·L⁻¹. La solution est basique car pH<7.

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Réponse attendue : D

A — Faux. Faux. La puissance 10⁻⁵ désigne l'oxonium à pH 5, pas l'hydroxyde de cette solution acide.
B — Faux. Faux. On isole l'hydroxyde en divisant K_e par la concentration d'oxonium, non en multipliant.
C — Faux. Faux. À température donnée, K_e caractérise aussi les solutions aqueuses acides ou basiques dans le domaine du modèle.
D — Vrai. Vrai. Le pH donne [H₃O⁺]=10⁻⁵ mol·L⁻¹ ; K_e impose [HO⁻]=10⁻¹⁴/10⁻⁵=10⁻⁹ mol·L⁻¹.
E — Faux. Faux. À 25 °C, un pH inférieur à 7 signifie [H₃O⁺]>[HO⁻] ; la solution est acide.

Méthode à retenir. Passer du pH à l'oxonium puis diviser K_e par cette concentration.

Question 12

Limite d'une formule d'acide fort

On prépare une solution nominale de HCl à c=1,0 × 10⁻⁹ mol·L⁻¹ dans de l'eau pure à 25 °C. Un élève calcule pH=9 avec pH=−log(c/c°). Que faut-il corriger ?

Il faut remplacer c par 10⁻⁹ mol·L⁻¹ une seconde fois pour obtenir pH 18. Le pH sera voisin de 7, légèrement inférieur si l'air et les activités sont négligés. L'ajout d'acide ne peut pas rendre l'eau plus basique que l'eau pure dans ce modèle. La formule pH=−log(c/c°) est valide parce que HCl est fort, quelle que soit c. À cette dilution, l'oxonium issu de l'eau ne peut être négligé devant l'acide apporté.

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Réponse attendue : B, C, E

A — Faux. Faux. Un second logarithme ou une nouvelle insertion de c ne répare pas l'hypothèse d'autoprotolyse négligée.
B — Vrai. Vrai. L'apport 10⁻⁹ mol·L⁻¹ perturbe faiblement l'équilibre de l'eau, donnant une solution très légèrement acide.
C — Vrai. Vrai. Un apport positif d'acide augmente l'oxonium total ; annoncer pH 9 signale l'emploi hors domaine de la formule.
D — Faux. Faux. La transformation totale ne suffit pas à négliger l'autoprotolyse de l'eau lorsque c devient très faible.
E — Vrai. Vrai. L'eau pure contient déjà environ 10⁻⁷ mol·L⁻¹ d'oxonium, cent fois plus que c nominal.

Méthode à retenir. Tester les hypothèses de la formule avant de calculer un logarithme.

Question 13

Solution d'ammoniac

Une solution de NH₃ de concentration apportée c=0,10 mol·L⁻¹ a pH=11,0 à 25 °C. On prend K_e=10⁻¹⁴ et on néglige l'apport d'ions hydroxyde par l'eau. Quelle composition approche-t-on pour NH₃+H₂O ⇌ NH₄⁺+HO⁻ ?

La solution contient 0,10 mol·L⁻¹ d'ions NH₄⁺. NH₃ est un acide fort puisqu'il rend la solution basique. [NH₄⁺]≈1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. [HO⁻]≈1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹. Environ 1 % de l'ammoniac apporté est transformé.

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Réponse attendue : C, D, E

A — Faux. Faux. La transformation est limitée selon le pH ; la concentration d'ammonium vaut environ 0,001 mol·L⁻¹.
B — Faux. Faux. NH₃ accepte un proton de l'eau ; il se comporte ici comme une base faible.
C — Vrai. Vrai. Le bilan forme un ion ammonium pour un ion hydroxyde ; l'apport de l'eau étant négligé, leurs concentrations sont proches.
D — Vrai. Vrai. pH 11 donne pOH=3 à 25 °C, donc une concentration d'hydroxyde voisine de 10⁻³ mol·L⁻¹.
E — Vrai. Vrai. Le quotient de la quantité transformée par la concentration initiale vaut 0,001/0,10=0,010, soit 1 %.

Méthode à retenir. Relier pH, produit ionique et stœchiométrie de formation de NH₄⁺.

Question 14

Indicateur coloré

Un indicateur HIn/In⁻ a pK_A=7,0. Dans une solution de pH=8,0, la forme In⁻ est jaune et HIn est rouge. On suppose les deux formes seules responsables des couleurs. Quelle observation est cohérente ?

Une teinte plutôt jaune est attendue, sans imposer une pureté de couleur parfaite. Le rapport [HIn]/[In⁻] vaut 10. HIn a totalement disparu dès que pH dépasse pK_A. La couleur suffit à calculer le pH à trois décimales sans étalonnage. La forme In⁻ est environ dix fois plus concentrée que HIn.

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Réponse attendue : A, E

A — Vrai. Vrai. La forme jaune est majoritaire mais la forme rouge reste présente ; la perception dépend aussi des intensités.
B — Faux. Faux. Le rapport donné par Henderson est [In⁻]/[HIn]=10 ; le rapport inverse vaut 0,10.
C — Faux. Faux. À un rapport 10, HIn représente encore environ un onzième des formes du couple, donc n'est pas absent.
D — Faux. Faux. Une observation visuelle qualitative ne fournit pas la précision d'une mesure de pH quantitative.
E — Vrai. Vrai. Le rapport base/acide vaut 10^pH−pK_A=10 ; la forme jaune prédomine dans ce modèle.

Méthode à retenir. Associer la teinte à la forme dominante après calcul du rapport des deux formes.

Question 15

Dilution d'un acide faible

On dilue dix fois une solution de HA faible, initialement à c=0,10 mol·L⁻¹. À température fixée, K_A reste le même et l'approximation d'acide faible est supposée valable avant et après. Quelle tendance est attendue ?

La concentration totale apportée devient 0,010 mol·L⁻¹. La dissociation devient obligatoirement totale après toute dilution par dix. Le taux de dissociation peut augmenter malgré la baisse de [H₃O⁺]. K_A devient dix fois plus petit. Le pH doit baisser de exactement une unité comme pour un acide fort.

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Réponse attendue : A, C

A — Vrai. Vrai. Le même nombre de moles réparti dans dix fois plus de volume donne une concentration divisée par dix.
B — Faux. Faux. Le taux augmente éventuellement, mais sa valeur finale dépend de K_A et du domaine où les approximations restent valables.
C — Vrai. Vrai. Dans l'approximation x≈√(K_Ac), le taux x/c≈√(K_A/c) croît quand c diminue.
D — Faux. Faux. À température fixée, la constante d'acidité caractérise le couple dans le modèle et ne suit pas la dilution.
E — Faux. Faux. Pour un acide faible dans ce domaine, [H₃O⁺] dépend approximativement de √c ; le changement n'est pas identique.

Méthode à retenir. Distinguer baisse de concentration totale et hausse possible de la fraction dissociée.

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Force des acides et des bases

Comment répondre ?

Acide fort à concentration connue

Base forte diluée

Un acide faible mesuré

Déduire KA d'un pH

Comparer deux acides faibles

Frontière de prédominance

Égalité des formes

Calcul d'un tampon

Petite addition d'acide

Diluer un tampon

Produit ionique de l'eau

Limite d'une formule d'acide fort

Solution d'ammoniac

Indicateur coloré

Dilution d'un acide faible

Ton bilan

Déduire K_A d'un pH