QCM N° 08 Force des acides et des bases

QCM. N° 08

Force des acides et des bases

QCM N° 08 Force des acides et des bases. La réaction d’un acide ou d’une base avec l’eau. La constante d’acidité d’un couple acide-base. AIDE Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).
	Énoncé	A	B	C	R
1	La constante K_e :	Vaut 14 à 25 ° C	Est le produit ionique de l’eau	Est égale à [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq	BC
2	À 25 ° C, la concentration en ions hydroxyde d’une solution aqueuse est : [HO^–]_éq = 1,0 ×10^–6 mol . L^–1 La solution :	A une concentration en ion H₃O⁺ (aq) égale à 1,0 × 10^–8 mol . L^–1	A un pH = 6,0	Est acide	A
3	L’acide hypochloreux HCℓO (aq) est un acide faible dans l’eau.	Le taux d’avancement final de la transformation est forcément nul.	Le pH de la solution d’acide hypochloreux de concentration C en acide apporté est pH = – log C.	Le taux d’avancement final de la transformation est tel que : τ < 1	C
4	L’ion méthanolate CH₃O^– est une base forte dans l’eau. À 25 ° C, le pH d’une solution aqueuse de concentration en ions méthanoate apportés C = 1,0 × 10^–3 mol . L^–1 est :	pH = 3,0	pH= 11,0	pH = 13,0	B
5	La constante d’acidité associée à l’équation ci-dessous s’écrit : HNO₂ (aq) + H₂O (ℓ) H₃O⁺ (aq) + NO₂^–(aq)				C
6	Les couples NH₄⁺ (aq) / NH₃ (aq) et CH₃NH₃⁺(aq)/CH₃NH₂(aq) ont pour pK_A respectifs 9,2 et 10,7, donc :	CH₃NH₂ (aq) est une base plus forte que NH₃ (aq) dans l’eau	CH₃NH₃⁺ (aq) est un acide plus fort que NH₄⁺ (aq) dans l’eau	NH₄⁺(aq) est un acide plus fort que CH₃NH₃⁺(aq) dans l’eau	AC
7	Pour un couple acide-base AH (aq) / A^– (aq), la relation liant le pH et le pK_A s’écrit :				B
8	L’ammoniac est la base du couple NH₄⁺ (aq) / NH₃ (aq) de pK_A = 9,2. Dans une solution aqueuse d’ammoniac, si :	Aucune espèce ne prédomine, alors pH = 7,0.	NH₃ (aq) prédomine sur NH₄⁺ (aq), alors pH = 8,0.	Aucune des deux espèces ne prédomine, alors pH = 9,2	C
9	L’hélianthine est un indicateur coloré acido-basique prenant différentes teintes selon le pH de la solution. Le pH à l’équivalence d’un titrage d’une base par un acide est pH_E = 5,8. L’hélianthine :	Est un indicateur coloré adapté à ce titrage.	prend sa teinte sensible après l’équivalence du titrage	prend sa teinte sensible avant l’équivalence du titrage	B
10	Au produit ionique de l'eau, on associe une autre grandeur nommée pKe. Cette grandeur est définie par la relation	K_e = – log (pK_e)	K_e = 10^–pKe	K_e = – pK_e	B

QCM réalisé avec le logiciel Questy

Pour s’auto-évaluer

AIDE

Couples acide / base.

► La notation AH / A^–

- L’acide AH et sa base conjuguée A^– forment un couple acide-base noté AH / A^–.

- IL est possible de passer d’un à l’autre par transfert d’un ion hydrogène H⁺.

- Écriture de la demi-équation du couple acide-base :

AH (aq)		A^– (aq)	+	H⁺
Acide		Base		ion hydrogène

- Signification :

- Le signe signifie que le transfert d’ion hydrogène H⁺ peut se produire dans les deux sens.

AH (aq)	→	A^– (aq)	+	H⁺
Ou bien
A^– (aq) + H⁺	→	AH (aq)

Réaction acido-basique.

- Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton H⁺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

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^–.

Produit ionique de l’eau :

- Considérons la réaction suivante :

Sens direct : Autoprotolyse de l’eau
H₂O (ℓ) + H₂O (ℓ)		H₃O⁺ (aq) + HO^–(aq)
Sens inverse

- La constante d’équilibre associée à cette équation est nommée produit ionique de l’eau :

- ou plus simlement : K_e = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq

- Cette relation est valable dans toutes les solutions aqueuses.

- L’autoprotolyse de l’eau a lieu dans toute les solutions aqueuses.

- La valeur du produit ionique de l’eau K_e dépend de la température.

- Elle croît avec la température.

- Pour des raisons de commodité, on utilise le pK_e.

- pK_e= – log K_e. => K_e = 10^–pKe

- Récapitulatif :

- Dans toutes les solutions aqueuses,

- K_e = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq

- pH = – [H₃O⁺]_éq [H₃O⁺]_éq

- [H₃O⁺ ]_éq = C⁰ . 10^–pH

- [HO^–]_éq = C⁰ . 10^{pH – pKe}

- Avec : Concentration standard : C⁰ = 1,0 mol . L^–1

Acide faible dans l’eau.

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H₂O (ℓ) n’est pas totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ < 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

AH (aq) + H₂O (ℓ)

H₃O⁺ (aq) + A^–(aq)

- La concentration en ions oxonium à l’équilibre :

- [H₃O⁺]_éq = [H₃O⁺]_f < C

- C représente la concentration en acide apporté.

Base faible dans l’eau.

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A^– (aq) et l’eau H₂O (ℓ) n’est pas totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ < 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

A^– (aq) + H₂O (ℓ)

HO^– (aq) + AH(aq)

- La concentration en ions hydroxyde à l’équilibre :

- [HO^–]_éq = [HO^–]_f < C

- C représente la concentration en base apportée.

Acide fort dans l’eau.

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H₂O (ℓ) est totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ = 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

AH (aq) + H₂O (ℓ)

→

H₃O⁺ (aq) + A^–(aq)

- La concentration en ions oxonium :

- [H₃O⁺]_f = [H₃O⁺]_max = C

- C représente la concentration en acide apporté.

- Le pH d’une solution diluée d’acide fort, de concentration C en soluté apporté, est :

pH = – log C

Valable pour 10^–2 mol . L^–1 ≤ C ≤ 10^–6 mol . L^–1

Base forte dans l’eau.

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A^– (aq) et l’eau H₂O (ℓ) est totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ = 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

A^– (aq) + H₂O (ℓ)

→

HO^– (aq) + AH(aq)

- La concentration en ions hydroxyde :

- [HO^–]_f = [HO^–]_max = C (C représente la concentration en base apportée )

- Le pH d’une solution diluée de base forte, de concentration C en soluté apporté, est :

pH = 14 + log C

Valable pour 10^–2 mol . L^–1 ≤ C ≤ 10^–6 mol . L^–1

Constante d’acidité K_A et pK_A.

- La constante d’acidité du couple acide / base AH (aq) / A^– (aq) est la constante d’équilibre associée à l’équation :

AH (aq) + H₂O (ℓ)

H₃O⁺ (aq) + A^–(aq)


K_A	Constante d’acidité (sans unité)
[AH]_éq	Concentration de l’acide à l’équilibre (mol . L^–1)
[A^–]_éq	Concentration de la base conjuguée (mol . L^–1)
[H₃O⁺]_éq	Concentration en ions oxonium (mol . L^–1)
C⁰	Concentration standard : C⁰ = 1,0 mol . L^–1

- On a simplifié l’écriture de cette expression :

- On omet de mettre la concentration standard C⁰.

- Mais, il ne faut pas oublier que la constante d’acidité est une grandeur sans unité.

- On définit aussi :

- pK_A = – log K_A soit : K_A = 10^–pKA

Effet nivelant de l’eau.

- Dans une solution d'acide fort ou de base forte, le seul équilibre qui intervient et celui entre les ions : H₃O+ et OH^–.

H₃O⁺ + OH^– 2 H₂O pKe = 14 à 25 ° C

- On dit que l'eau a un effet nivelant.

- Dans l'eau, il n'existe pas d'acide plus fort que H₃O⁺ et de base plus forte que OH^–.

Force comparées des acides et des bases :

- Un acide AH (aq) est d’autant plus fort dans l’eau que le pK_A du couple auquel il appartient est petit (ou son K_A grand)

- Une base A^– (aq) est d’autant plus forte dans l’eau que le pK_A du couple auquel elle appartient est grand (ou son K_A petit).

Domaine de prédominance :

- Étude du couple AH (aq) / A^– (aq) :

- À ce couple est associée la réaction suivante :

AH (aq)

H₂O (ℓ)

A^– (aq)

H₃O⁺ (aq)

- La relation :

-

- Si pH = pK_A : L'acide et la base conjuguée ont la même concentration.

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

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

Diagramme de distribution et de prédominance.

► Diagramme de distribution :

- Exemple : couple CH₃COOH (aq) / CH₃COO^– (aq) de pK_A = 4,8

► Diagramme de prédominance :

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

Indicateur coloré acido-basique.

- Les indicateurs colorés sont constitués par des couples acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

- Écriture symbolique :

Hind (aq)	+	H₂O (ℓ)		Ind^– (aq)	+	H₃O⁺ (aq)
Teinte (1)				Teinte (2)

-

- Dans la zone de pH, comprise entre :

- pK_Ai –1 ≥ pH ≥ pK_Ai +1, l’indicateur coloré prend sa teinte sensible.

- Les couleurs des teintes acide et basique se superposent.

- Cette zone est appelée zone de virage de l’indicateur coloré.

pK_Ai – 1 pK_Ai pK_Ai + 1
Couleur de InH…..	Zone de Virage ..	Couleur de In^–…
Teinte acide	Teinte sensible	Teinte basique

- Un indicateur coloré acido-basique est adapté à un titrage si la zone de virage de l’indicateur coloré contient le pH à l’équivalence pH_E du titrage.

- L’utilisation d’un indicateur coloré permet de repérer visuellement l’équivalence d’un titrage acido-basique grâce au changement de teinte du mélange réactionnel.

- Tableau des indicateurs colorés utilisés au Lycée.

	3,1 4,4
Hélianthine	rouge	Zone de Virage orange	Jaune
	6,0 7,6
B.B.T	Jaune…..	Zone de Virage.. vert	Bleu……
	8,2 10
Phénolphtaléine	Incolore	Zone de virage Rose très pâle	Rose

Solution tampon et contrôle du pH.

- 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 pK_A du couple acide / base considéré.

- L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons (solutions tampons) de pH connu.

Cas des acides α-aminés.

- Un acide α-aminé contient les groupes caractéristiques carboxyle – COOH et amine – NH₂.

- Ces groupes caractéristiques sont portés par le même atome de carbone.

- Le groupement amino – NH₂, a un comportement basique, alors que le groupement carboxyle – COOH a un comportement acide.

- En solution aqueuse, un acide α-aminé existe essentiellement sous forme d’ions dipolaires appelés amphions ou zwitterions.

- Un amphion résulte du transfert interne d’un proton H⁺ du groupe carboxyle vers le groupe amine de l’acide α-aminé.

- On est en présence d’une réaction acido-basique intramoléculaire.


Acide α-aminé		Amphion ou zwitterion

- Remarque :

- L’amphion est un ampholyte comme la molécule d’eau.

- C’est une espèce amphotère.

- C’est l’acide du couple amphion / anion :

H₃N⁺ – CHR – COO^– (aq)		H₂N – CHR – COO^– (aq)	+	H⁺
Amphion		Anion

- C’est la base du couple cation / amphion :

H₃N⁺ – CHR – COOH (aq)		H₃N⁺ – CHR – COO^– (aq)	+	H⁺
Cation		Amphion

Échelle des pK_A.

- Pour une même concentration C en soluté apporté :

- Un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement un proton et donc que son pK_A du couple auquel il appartient est petit ou que son K_A est grand.

- Une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton et donc que son pK_A du couple auquel elle appartient est grand ou son K_A est petit.

- En solution aqueuse, l’acide le plus fort est l’ion oxonium H₃O⁺ (aq) et la base la plus forte l’ion hydroxyde HO^– (aq).

- Exploitation de l’échelle des pK_A :

- L’acide éthanoïque (pK_A = 4,8) est situé au –dessus de l’acide méthanoïque (pK_A = 3,8)

- L’acide méthanoïque HCOOH (aq) est un acide plus fort que l’acide éthanoïque CH₃COOH (aq).

- En revanche, l’ion éthanoate CH₃COO^– (aq) (base conjuguée de l’acide éthanoïque) est une base plus forte que l’ion méthanoate HCOO^– (aq) (base conjuguée de l’acide méthanoïque).

- L’acide AH et sa base conjuguée A– forment un couple acide-base noté AH / A–.

- IL est possible de passer d’un à l’autre par transfert d’un ion hydrogène H+.

- Écriture de la demi-équation du couple acide-base :

- Signification :

- Le signe signifie que le transfert d’ion hydrogène H+ peut se produire dans les deux sens.

- Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton H+ 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–

- 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–.

- Considérons la réaction suivante :

- La constante d’équilibre associée à cette équation est nommée produit ionique de l’eau :

- ou plus simlement : Ke = [H3O+ ]éq . [HO–]éq

- Cette relation est valable dans toutes les solutions aqueuses.

- L’autoprotolyse de l’eau a lieu dans toute les solutions aqueuses.

- La valeur du produit ionique de l’eau Ke dépend de la température.

- Elle croît avec la température.

- Pour des raisons de commodité, on utilise le pKe.

- pKe= – log Ke. => Ke = 10–pKe

- Récapitulatif :

- Dans toutes les solutions aqueuses,

- Ke = [H3O+ ]éq . [HO–]éq

- pH = – [H3O+ ]éq [H3O+ ]éq

- [H3O+ ]éq = C0 . 10–pH

- [HO –]éq = C0 . 10 pH – pKe

- Avec : Concentration standard : C0 = 1,0 mol . L–1

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H2O (ℓ) n’est pas totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ < 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

- La concentration en ions oxonium à l’équilibre :

- [H3O+]éq = [H3O+]f < C

- C représente la concentration en acide apporté.

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A– (aq) et l’eau H2O (ℓ) n’est pas totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ < 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

- La concentration en ions hydroxyde à l’équilibre :

- [HO–]éq = [HO–]f < C

- C représente la concentration en base apportée.

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H2O (ℓ) est totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ = 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

- La concentration en ions oxonium :

- [H3O+]f = [H3O+]max = C

- C représente la concentration en acide apporté.

- Le pH d’une solution diluée d’acide fort, de concentration C en soluté apporté, est :

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A– (aq) et l’eau H2O (ℓ) est totale :

- En conséquence :

- Le taux d’avancement de la réaction : τ = 1

- L’écriture de la réaction est la suivante :

- La concentration en ions hydroxyde :

- [HO–]f = [HO–]max = C (C représente la concentration en base apportée )

- Le pH d’une solution diluée de base forte, de concentration C en soluté apporté, est :

- La constante d’acidité du couple acide / base AH (aq) / A– (aq) est la constante d’équilibre associée à l’équation :

- On a simplifié l’écriture de cette expression :

- On omet de mettre la concentration standard C0.

- Mais, il ne faut pas oublier que la constante d’acidité est une grandeur sans unité.

- On définit aussi :

- pKA = – log KA soit : KA = 10–pKA

- Dans une solution d'acide fort ou de base forte, le seul équilibre qui intervient et celui entre les ions : H3O+ et OH–.

- On dit que l'eau a un effet nivelant.

- Dans l'eau, il n'existe pas d'acide plus fort que H3O+ et de base plus forte que OH–.

- Un acide AH (aq) est d’autant plus fort dans l’eau que le pKA du couple auquel il appartient est petit (ou son KA grand)

- Une base A– (aq) est d’autant plus forte dans l’eau que le pKA du couple auquel elle appartient est grand (ou son KA petit).

- Étude du couple AH (aq) / A– (aq) :

- À ce couple est associée la réaction suivante :

- La relation :

-

- Si pH = pKA : L'acide et la base conjuguée ont la même concentration.

- Si pH > pKA : La base A– est l'espèce prédominante.

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

- Exemple : couple CH3COOH (aq) / CH3COO – (aq) de pKA = 4,8

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

- Les indicateurs colorés sont constitués par des couples acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

- L’acide AH et sa base conjuguée A^– forment un couple acide-base noté AH / A^–.

- IL est possible de passer d’un à l’autre par transfert d’un ion hydrogène H⁺.

- Le signe signifie que le transfert d’ion hydrogène H⁺ peut se produire dans les deux sens.

- Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton H⁺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^–

- On se place dans le cas où l’acide A₁H réagit sur la base A₂^–

- cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A₁H / A₁^–et A₂H / A₂^–.

- ou plus simlement : K_e = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq

- La valeur du produit ionique de l’eau K_e dépend de la température.

- Pour des raisons de commodité, on utilise le pK_e.

- pK_e= – log K_e. => K_e = 10^–pKe

- K_e = [H₃O⁺]_éq . [HO^–]_éq

- pH = – [H₃O⁺]_éq [H₃O⁺]_éq

- [H₃O⁺ ]_éq = C⁰ . 10^–pH

- [HO^–]_éq = C⁰ . 10^{pH – pKe}

- Avec : Concentration standard : C⁰ = 1,0 mol . L^–1

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H₂O (ℓ) n’est pas totale :

- [H₃O⁺]_éq = [H₃O⁺]_f < C

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A^– (aq) et l’eau H₂O (ℓ) n’est pas totale :

- [HO^–]_éq = [HO^–]_f < C

- La transformation modélisée par la réaction entre l’acide AH (aq) et l’eau H₂O (ℓ) est totale :

- [H₃O⁺]_f = [H₃O⁺]_max = C

- La transformation modélisée par la réaction entre la base A^– (aq) et l’eau H₂O (ℓ) est totale :

- [HO^–]_f = [HO^–]_max = C (C représente la concentration en base apportée )

- La constante d’acidité du couple acide / base AH (aq) / A^– (aq) est la constante d’équilibre associée à l’équation :

- On omet de mettre la concentration standard C⁰.

- pK_A = – log K_A soit : K_A = 10^–pKA

- Dans une solution d'acide fort ou de base forte, le seul équilibre qui intervient et celui entre les ions : H₃O+ et OH^–.

- Dans l'eau, il n'existe pas d'acide plus fort que H₃O⁺ et de base plus forte que OH^–.

- Un acide AH (aq) est d’autant plus fort dans l’eau que le pK_A du couple auquel il appartient est petit (ou son K_A grand)

- Une base A^– (aq) est d’autant plus forte dans l’eau que le pK_A du couple auquel elle appartient est grand (ou son K_A petit).

- Étude du couple AH (aq) / A^– (aq) :

- Si pH = pK_A : L'acide et la base conjuguée ont la même concentration.

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

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

- Exemple : couple CH₃COOH (aq) / CH₃COO^– (aq) de pK_A = 4,8

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

- pK_Ai –1 ≥ pH ≥ pK_Ai +1, l’indicateur coloré prend sa teinte sensible.

- Un indicateur coloré acido-basique est adapté à un titrage si la zone de virage de l’indicateur coloré contient le pH à l’équivalence pH_E du titrage.

- Le pH d’une telle solution est voisin du pK_A du couple acide / base considéré.

- Un acide α-aminé contient les groupes caractéristiques carboxyle – COOH et amine – NH₂.

- Le groupement amino – NH₂, a un comportement basique, alors que le groupement carboxyle – COOH a un comportement acide.

- Un amphion résulte du transfert interne d’un proton H⁺ du groupe carboxyle vers le groupe amine de l’acide α-aminé.

- Un acide est d’autant plus fort qu’il cède facilement un proton et donc que son pK_A du couple auquel il appartient est petit ou que son K_A est grand.

- Une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton et donc que son pK_A du couple auquel elle appartient est grand ou son K_A est petit.

- En solution aqueuse, l’acide le plus fort est l’ion oxonium H₃O⁺ (aq) et la base la plus forte l’ion hydroxyde HO^– (aq).

- Exploitation de l’échelle des pK_A :

- L’acide éthanoïque (pK_A = 4,8) est situé au –dessus de l’acide méthanoïque (pK_A = 3,8)

- L’acide méthanoïque HCOOH (aq) est un acide plus fort que l’acide éthanoïque CH₃COOH (aq).

- En revanche, l’ion éthanoate CH₃COO^– (aq) (base conjuguée de l’acide éthanoïque) est une base plus forte que l’ion méthanoate HCOO^– (aq) (base conjuguée de l’acide méthanoïque).