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Interaction lumiète-matière. |
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QCM N° 01
Transformations acido-basiques.
Pour
chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s). |
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Énoncé |
A |
B |
C |
R |
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1 |
Une base
de Bronsted
est une
espèce chimique
susceptible de : |
Créer un
ion
hydrogène |
Céder un
ion
hydrogène |
Capter un
ion
hydrogène |
C |
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2 |
Le schéma
de Lewis de
l’acide
éthanoïque est : |
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|
|
C |
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3 |
Les
espèces chimiques :
H2O
(ℓ), H3O+
(aq)
et
HO– (aq)
forment
les
couples acide / base |
H3O+
(aq) / H2O
(ℓ)
Et
H2O
(ℓ) / HO–
(aq) |
H2O
(ℓ) /
H3O+
(aq)
Et
HO–
(aq) / H2O
(ℓ) |
H3O+
(aq) / HO–
(aq)
Et
H2O
(ℓ) / H2O
(ℓ) |
A |
|
4 |
L’espèce
amphotère est : |
H3O+
(aq) |
H2O
(ℓ) |
HO–
(aq) |
B |
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5 |
Parmi les
équations de
réactions
suivantes, celle
qui
correspond à une
réaction
acide-base est : |
HCO2H
(aq)
+ NH4+
(aq)
→
HCO2–
(aq)
+ NH3
(aq) |
HCO2H
(aq)
+ HCO2–
(aq)
→
HCO2–
(aq)
+ HCO2H
(aq) |
HCO2H
(aq)
+ NH3NH4+
(aq)
→
HCO2–
(aq)
+ NH4+
(aq) |
C |
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6 |
Une
solution aqueuse a
un pH
de 8,0.
La
concentration
en ion
oxonium, [H3O+],
en mol . L–1
est égale à : |
1,0 × 10–8 |
1,0 × 10–1 |
1,0 × 109 |
A |
|
7 |
La
concentration en ion
oxonium
d’une solution
aqueuse
est
[H3O+]
= 1,0 × 10–3
mol . L–1.
Son pH
est : |
1,0 |
3,0 |
4,0 |
B |
|
8 |
Lorsqu’un
acide est ajouté
de façon
modérée à une
solution
tampon, le pH
de cette
solution : |
Augmente
très peu |
Diminue
très peu |
Diminue
grandement |
B |
|
9 |
Une
solution aqueuse a
un pH
égal à 6,0.
Lorsqu’une
solution basique
y est
ajoutée, le pH du
mélange
obtenu est : |
Inférieur
à 6,0 |
Égal
à 6,0 |
Supérieur
à 6,0 |
C |
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10 |
Le schéma de Lewis de
l’ion
hydroxyde, présente :
|
Zéro
doublet
liant |
Un
doublet
liant |
Trois
doublets
liants |
B |
QCM réalisé avec le logiciel Questy
Pour s’auto-évaluer
Acide et base de Bronsted :
Pour le chimiste
danois Joannes Nicolaus
Bronsted un
transfert d’ion hydrogène
H+
a lieu entre un acide et une base.
-
Un
acide
est une espèce chimique capable de
céder
au moins un
ion
hydrogène
H+.
-
L’acide
AH
se transforme alors en sa base conjuguée
A–.
-
Écriture formelle :
|
AH
(aq) |
→ |
A–
(aq) |
+ |
H+ |
|
Acide |
|
Base |
|
ion hydrogène |
-
Une
base
est une espèce chimique capable de
capter
au moins un
hydrogène
H+.
-
La
base
A–
se transforme alors en son acide conjugué
AH.
-
Écriture formelle :
|
A–
(aq) |
+
|
H+ |
→ |
AH
(aq) |
|
Base |
|
ion hydrogène |
|
Acide |
-
Le schéma de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets
liants et non liants.
-
Dans le schéma de LEWIS d’une molécule :
-
Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons
internes,
-
Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.
-
On
distingue les doublets liants et les doublets non liants :
-
Un doublet liant est représenté par
un tiret entre les symboles de deux atomes,
-
Un doublet non liant est représenté
par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.
-
Une liaison simple est notée A –
B, une liaison double A =
B et une liaison triple A ≡
B.
-
Schéma de Lewis de la molécule d’acide éthanoïque :
CH3COOH
Les couples de l’eau : Espèce amphotère.
L’eau appartient à
deux couples acido-basiques.
-
L’ion H3O+
est l’acide du couple H3O+
(aq) / H2O
(ℓ)
-
L’ion HO–
(aq) est la base du couple H2O
(ℓ) / HO–
(aq).
-
L’eau est la
base du couple H3O+
(aq) / H2O
(ℓ) et l’acide du couple H2O
(ℓ) / HO–
(aq).
-
On dit que l’eau est
un ampholyte ou une espèce amphotère.
-
Espèce amphotère :
-
Une espèce amphotère
est à la fois l’acide
d’un couple et la base
d’un autre couple.
-
Exemple :
|
Acide |
Base |
|
H2O
(ℓ) |
/
HO–
(aq) |
|
H3O+
(aq) |
/
H2O
(ℓ) |
Réaction acide-base :
-
Au cours d’une
réaction acide-base, l’acide d’un couple réagit avec la base d’un autre couple.
-
Une réaction
acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide
A1H d’un
couple sur la base A2–
d’un autre couple.
-
Couple acide / base 1
: A1H 
H+ +
A1–
-
Couple acide / base 2
: A2H
H+
+ A2–
-
Équation de la
réaction :
-
On se place dans le
cas où l’acide A1H
réagit sur la base A2–
A1H
+
A2–
A1–
+
A2H
ou
A1H
+
A2–
→
A1–
+
A2H
-
L’équation s’écrit
avec
-
une double flèche
si
la réaction est non totale ;
-
une simple flèche
→ si la réaction est totale.
-
cette
réaction met en jeu les couples acide / base suivants :
A1H
/ A1–
et A2H /
A2–.
Les couples acide-base :
HCO2H
(aq) / HCO2–
(aq) et NH4+
(aq) / NH3
(aq)
Définition du pH d’une solution aqueuse :
Le
pH
d’une solution est un indicateur d’acidité lié à la présence des ions oxonium
H3O+
(aq) en solution.
|
Pour une solution diluée, [H3O+]
< 0,050 mol . L–1,
Le pH
est défini par la relation suivante :
Cette relation
est équivalente à :
|
|
pH :
grandeur sans unité |
|
[H3O+] : concentration en ions oxonium en mol . L–1 |
|
C0 :
concentration standard : C0 = 1,0 mol . L–1 |
-
Remarques :
-
On
écrit aussi : pH = – log [H3O+] (relation
utilisée jusqu’en 2010)
-
Le
pH
d’une solution est mesuré avec un
pH-mètre. (IV-1)-)
-
Le
pH
augmente si [H3O+] diminue
et inversement.
Solutions tampons :
-
Lorsqu’on
verse une solution acide dans une solution aqueuse, cela entraîne une diminution
de la valeur du pH
de la solution obtenue.
-
De
même, lorsqu’on verse une solution basique dans une solution aqueuse, cela
entraîne l’augmentation de la valeur du
pH
de la solution obtenue.
-
Il
existe des solutions particulières, appelées solutions tampons, pour lesquelles
un ajout modéré d’acide ou de base modifie peu le
pH
de la solution obtenue.
-
Une
solution tampon est une solution dont le
pH
varie faiblement lors de l’addition modérée :
-
D’un acide,
-
D’une base,
-
Ou par une dilution
modérée.
-
Une telle solution
contient un acide faible et sa base conjuguée en concentrations voisines.
-
Le
pH
d’une telle solution est voisin du
pKA
du couple acide / base considéré.
-
Les solutions étalons
utilisées pour l’étalonnage d’un pH-mètre sont des solutions tampons.
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