Acide-base
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LES ACIDES ET LES BASES Multichoix Questions mathématiques Couples I. Multichoix 1 Le Ka d'un acide est 8.10-3 . Son pKa vaut : A) 2,1 B) 8 C) 3 R = A 2 Le pKa d'un acide est 9,4. Son Ka vaut : A) 109.4 B) 4.10-10 C) 9,4.10-10 R = B 3 Pour H2S A) Ka1 < Ka2 B) Ka1 = Ka2 C) Ka1 > Ka2 R = C 4 La constante d'ionisation de HN2 dans l'eau s'écrit : [HNO2] [H3O+] [NO2-] [H3O+] [N+3] [0-2] A) Ka = _________________ B) Ka = ____________ C) Ka = __________________ [H3O+] [NO2-] [HNO2] [HNO2] R = B 5 Une base est d'autant plus forte :
A) qu'elle réagit rapidement avec un acide
B) qu'elle est la plus concentrée
C) que son coefficient de dissociation dans l'eau est élevé
D) que l'acide conjugué est fort
R = C
6 Si pKa1 < pKa2,
A) l'acide A1 est plus fort que l'acide A2
B) l'acide A1 est plus faible que l'acide A2
C) les acides A1 et A2 sont de force moyenne
R = A
7 Classer les acides suivants par ordre croissant d'acidité: A) HClO2, pKa=2 B) HF, pKa=3,2 C) CH3COOH, pKa 4,75 D) H10 pKa= 12 1. D<C<B<A 2. A<B<C< D 3. A<D<C<B 4. B<C< D<A R = A 8. La constante d'hydrolyse d'un sel tel que Na2CO3 est : A) inversément proportionnelle au Ka de l'acide dont il provient B) proportionnelle au Ka de l'acide dont il provient C) proportionnelle au Ka de cet acide R = A 9 Selon Brönsted, une base est d'autant plus forte A) qu'elle peut capter un plus grand nombre de protons B) que son acide conjugué est fort C) que son acide conjugué est faible R = C 10 Lequel de ces acides est le plus fort en solution aqueuse ? A) HF, Ka = 6,7.10-4 B) CH3COOH, Ka = 1,8.10-5 B) HPO4-, Ka = 4,4.10-13 D) HNO2, Ka = 5,1.10-4 E) H2S, Ka = 1,0.10-7 R = A 11 HF a un Ka de 10-3.2. Si on dissout ½ mole de cet acide dans ½ litre d'eau, la [H3O+] à l'équilibre vaut : A) 2,48.10-2 mol/1 B) ½ mol/l C) 1 mol/l D) 4,96.10-2 mol/l R = A 12 Dans la théorie de Brönsted, un acide est un : A) donneur de proton(s) B) capteur de proton(s) C) donneur ou capteur de proton(s) selon le cas R = A 13 Dans la théorie de Brönsted, une base est un A) donneur de proton(s) B) capteur de proton(s) C) donneur ou capteur de proton(s) selon le cas D) donneur d'ion(s) OH- R = A 14. Dans la théorie de Brönsted, l'ion HSO3- est A) un acide B) une base R = 15 Dans le système en équilibre NH4+ + H2O === NH3 + H3O+, l'ion NH4+ est A) un acide B) une base C) neutre R = A 16 Une solution de carbonate de sodium Na2CO3 est A) acide B) basique C) neutre R = B 17 Le couple HCN/CN- a un pKa de 9,3 alors que le couple CH3COOH/CH3COO- à un pKa de 4,75. Du point de vue de leur force,
A) HCN> CH3COOH et CN->CH3COO- B) HCN > CH3COOH et CN- < CH3COO-
C) HCN < CH3COOH et CN- > CH3COO- D) HCN < CH3COOH et CN- < CH3COO-
R = C
18 Si le pKa du couple A1 / B1 est plus élevé que le pKa du couple A2 /B2 du point de vue de leur force A) A1 > A2 et B1 > B2 B) A1 > A2 et B1 < B2 B) A1 < A2 et B1 > B2 D) A1 < A2 et B1 < B2 R = C 19 Selon la théorie de Brônsted, la base la plus forte en solution aqueuse est A) l'ion Cl- B) l'ion OH- C) l'eau H2O D) l'ammoniac NH3 R = B 20 Quand on dissout dans l'eau de l'acétate d'ammonium, CH3COONH4 A) NH4+ est l'acide et CH3COO- est la base B) NH3 est la base et CH3COOH est l'acide C) NH4+ est la base et CH3COO- est l'acide R = A 21 En solution aqueuse, la constante d'ionisation Ka de l'acide faible HA est
[HA] [H3O+] [A-]
A) Ka = ¾¾¾¾¾ B) Ka = ¾¾¾¾¾¾ C) Ka = [H3O+] [A-]
[H3O+] [A-] [HA]
R = B
22. Si on dilue très fort un électrolyte faible A) il est plus dissocié qu'en solution concentrée B) il est moins dissocié qu'en solution concentrée C) da dissociation reste constante par rapport à la solution concentrée R = A 23 Pour AB = A+ + B- , la constante d'ionisation Ka de l'acide faible est
[A+] + [B-] [AB] [A+] [B-] [AB]
A) ____________ B) _________ C) _________ D) __________
[AB] [A+] + [B-] [AB] [A+] [B-]
R = C
24 Si à 25°C le coefficient d'ionisation vaut 0,02 et que la concentration totale ou formelle de CH3COOH est 0,042 mol/l, quelle est la proposition fausse ? A) [H3O+] = 8,4.10-4 mol/l B) [CH3COO-] = 8,4.10-4 mol/l B) [CH3COOH] = 0,01 mol/l R = C 25 La concentration totale en HCN dans une solution est 0,02 mol/l. Si x est le nombre de moles de HCN ionisées dans un litre A) [H3O+] = x mol/l [CN-] = x mol/l [HCN] = (0,02-x) mil/l B) [H3O+] = (0,02-x) mol/l [CN-] = (0,02-x) mol/l [HCN] = x mol/l C) [H3O+] = x mol/l [CN-] = (0,02-x) mol/l [HCN] = (0,02-x) mol/l R = A 26 Sachant que pour un acide faible [H3O+] = (Ka [HA]) ½ , une solution 0,01 mol/l d'acide acétique (Ka = 1,8.10-5) a une [H3O+] égale à
A) 1,8.10-7 mol/l B) 1,8.10-5 mol/l
B) 42.10-3 mol/l D) 4,2.10-4 mol/l
R = D
27 A 25°C, le Ka de H104 vaut 2,3.10-2. En solution centimolaire, le coefficient d'ionisation a vaut: A) 0,0075 B) 0,075 C) 0,75 D) 7,5 R = C 28. Une solution d'électrolyte faible possède A) une faible concentration en ions aqueux et une forte concentration en molécules non ionisées B) une forte concentration en ions aqueux et une faible concentration en molécules non ionisées C) une faible concentration en ions aqueux et une faible concentration en molécules non ionisées D) une forte concentration en ions aqueux et une forte concentration en molécules non ionisées R = A 29 Le coefficient d'ionisation a d'un électrolyte fort vaut A) moins l'infini B) zéro C) un D) plus infini R = C 30 Pour une solution d'électrolyte, le volume molaire est le volume A) d'une mole de soluté B) de la solution contenant une mole de soluté C) d'une solution 1 molaire R = B 31 Un électrolyte faible en solution aqueuse est complètement ionisé lorsque sa concentration
A) tend vers zéro B) est unitaire C) tend vers l'infini
R = A
32 Le coefficient d'ionisation d'un électrolyte faible A) diminue avec la dilution B) est indépendant de la dilution C) augmente avec la dilution R = C 33 L'adjonction d'un ion commun à l'un de ceux provenant d'un électrolyte faible A) fait augmenter l'ionisation B) est sans effet sur l'ionisation C) fait diminuer l'ionisation R = C 34. Une solution d'acide faible HA 0,1 mol/l a une [H3O+] égale à 10-4 mol/l
La valeur de la constante d'acidité est pratiquement égale à
A) 10-3 B) 10-5 C) 10-6 D) 10-7 E) 10-8
R = D
35 Connaissant leur Ka, classez les électrolytes suivants par ordre croissant de leur force
H2SO3 (1,7.10-2) HF (6,7.10-4) HNO2 (5,1.10-4) HSO3- (6,2.10-8)
A) HSO3- < HNO2 < HF < H2SO3
B) HSO3- < HF < HNO2 < H2SO4
C) H2SO4 < HF < HNO2 < HSO3-
R = A
36 La constante d'ionisation d'un électrolyte donné varie avec A) la concentration de l'électrolyte B) le volume de la solution C) la température R = C 37 Si K1 et K2 représentent les constantes d'ionisation partielle de H2S, la constante d'ionisation totale K vaut A) K = K1 + K2 B) K = K1.K2 C) K = K1/Kà R = B 38 Soit un électrolyte faible HR en solution aqueuse. Si on double la quantité de solva,t, le nombre
de molécules HR ionisées
A) augmente B) ne varie pas C) diminue
R = A
39 Un composé a un coefficient d'ionisation a de 0,05. Si on ajoute de l'eau, A) augmente B) reste constant C) diminue R = A 40 Une solution de HNO2 a un coefficient d'ionisation de 0,03. Si on ajoute du NaNO2 solide, le coefficient d'ionisation A) augmente B) reste constant C) diminue R = C 41 Soit le coefficient d'ionisation de HgCl2. Si C est la concentration de la solution [Cl-] vaut
A) aC B) a2C C) C(1 - a ) D) 2a C
R = D
42 A 25°C , le produit ionique de l'eau vaut A) 7 B) 10-7 C) 10+7 D) 10-14 R = D 43 Le produit ionique de l'eau varie avec A) l'acidité de la solution B) la basicité de la solution C) la température de la solution R = C 44 Dans H20 à 10°C, [H3O+] est A) inférieure à [OH-] B) égale à [OH-] C) supérieure à [OH-] R = B 45 Dans une solution basique, [H3O+] est A) nulle B) égale à [OH-] C) inférieure à [OH-] R = C 46 Lors d'une augmentation de température, le produit ionique de l'eau A) augmente B) reste constant C) diminue R = A 47 Quelle est la proposition fausse ? A 25°C, 1 litre d'eau pure contient A) 10-7 mole d'ions H3O+ B) 10-7 mole d'ions OH- B) 10-14 mole d'ions D) 2.10-7 mole d'ions R = C 48 Le produit ionique de l'eau varie avec A) la température B) la pression C) le volume de la solution R = C 49 Une solution est acide quand A) [H3O+] < [OH-] B) [H3O+] = [OH-] C) [H3O+] > [OH-] R = A 50 La constante 10-14 de la réaction d'autoprotolyse de l'eau
2 H2O (1) === H3O+ (aq) + OH- (aq) est égale à
[H3O+] [OH-] [H2O]2
A) ______________ B) ______________ C) [H3O+] [OH-]
[H2O]2 H3O+] [OH-]
R = C
51 Soit l'équilibre 2 H2O (1) == H3O+ (aq) + OH- (aq). Sachant que la réaction directe est endothermique, la constante d'équilibre à 100°C, par rapport à sa mesure à 20°C sera A) supérieure B) égale C) inférieure R = A 52 Une solution qui contient des ions OH- A) est toujours basique B) n'est jamais acide C) peut être neutre R = C 53 Quand on introduit NH3 dans l'eau, il y a à l'équilibre une faible quantité d'ions NH4+ et d'ions OH- . De ce fait, le produit [H3O+] [OH-] A) diminue B) ne varie pas C) augmente R = B 54 Dans une solution acide, [H3O+] est A) plus faible que dans l'eau pure B) la même que dans l'eau pure C) plus élevée que dans l'eau pure D) égale à [OH-] R = B 55 Par dissolution du gaz NH3 dans l'eau, on constate la formation de NH4+. Donc A) [OH-] diminue B) [OH-] augmente B) [H3O+] [OH-] diminue E) [H3O+] [OH-] augmente R = C 56 Par dissolution du gaz HCl dans l'eau, on constate la formation de H3O+. Donc A) [OH-] diminue B) [OH-] augmente B) [H3O+] [OH-] diminue D) [H3O+] [OH-] augmente R = A 57 Dans le système en équilibre 2 H2O = H3O+ + OH- A) une molécule d'eau est acide, l'autre est basique B) les deux molécules d'eau sont acides C) les deux molécules d'eau sont basiques D) les deux molécules d'eau ne sont ni acides ni basiques R = A début II. Exercices Mathématiques 1. Quelle est la concentration en ion H+(aq) d'une solution obtenue en ajoutant 7,0g de HCl à 0,5 litre d'eau ? R = 0,38 mol/l 2. Quelle est la concentration en H+ (aq) d'une solution obtenue en ajoutant 0,10g de KOH à 1,0 litre d'eau ? R = 5.6 x 10-12 mol/l 3. L'acide perchlorique, HClO4, est un des acides les plus forts. Que valent [H+] et [OH] dans une solution d'acide perchlorique 0,01 mol/l? R = [H+] = 10-2 mol/l et [OH] = 10-12 mol/l 4. Si la concentration en ions OH- d'une solution est de 10-4 mol/l, quelle est sa concentration en ions H+ ? R = 10-10 mol/l 5. Lequel des acides suivants est plus fort ? L'acide fluorhydrique, HF, (Ka = 6,7 x 10-4) ou l'acide sulhydrique, H2S, (Ka = 1,0 x 10-7)? R = acide fluorhydrique 6. Quelle masse d'acide acétique, CH3COOH, faut-il dissoudre dans l'eau pour obtenir 250 ml d'une solution 3 mol/l? R = 45g 7. Quelle est la concentration en ions H+ et en ions OH- dans une solution de NH4OH0,10 mol/l, sachant que la constante Kb de NH4OH est de 1,8 x 10-5? R = [H+] = 7,4x10-12 mol/l et [OH] =1,34x 10-3 mol/l 8. La concentration en ions H+ d'une solution 0,05 mol/l d'acide benzoïque, C6H5COOH, est de 0,002 mol/l. Calculez la Ka de l'acide benzoïque à cette température. R = 8,3 x 10-5 9. Calculez Ka de l'acide formique, HCOOH, si la dissolution de 2,3 g de cet acide dans 1,0 litre d'eau à 20°C fournit une solution dont la concentration en H+ vaut 0,003 mol/l? R = 1,9 x 10-4 10. L'acide oxalique, HOOCCOOH, a une valeur de Ka de 5,4 x 10-2. Il présente, en solution aqueuse, l'équilibre suivant de dissociation: HOOCCOOH <--> H+ (aq) + HOOCCOO-(aq) Quelle valeur est la valeur de [H+] dans une solution 0,20 mol/l de cet acide? R = 0,103 mol/l 11. Quelle est le % de molécules de CH3COOH dissociées dans une solution 1,0 mol/l de cet acide dont Ka est de 1,8 x 10-5? R = 0,42% 12. Vous dissolvez 0,4g de naOH, une base forte, dans un litre d'eau. Que vaut [H+] et [OH-]? R = [H+] = 10-12 mol/l et [OH] = 0,01 mol/l 13. Quelle est la concentration molaire volumique d'une solution d'acide nitrique, HNO3, contenant 15,0g d'acide par 300 ml? R = 0,794 mol/l 14. Quelle est la concentration en H+ d'une solution d'acide notrique, HNO3, si sa concentration en ions OH- est de 10-12 mol/l? R = 10-2 15. Quel est le pH d'une solution de NH4OH 0,20 mol/l, sachant que sa Kb est de 1,8 x 10-5? NH4OH(aq) <--> NH4+(aq) + OH-(aq) R = 11,28 16. Combien de moles de HCl faut-il dissoudre dans 75 ml d'eau pour obtenir une solution dont le pH est 3,8? R = 1,2 x 10-5 mole 17. Quelle solution est la plus acide : une solution dont la concentration en H+ est de 0,03 mol/l ou une solution dont le pH est 3? R = la première 18. Quel est le pH d'une solution 0,1 mol/l d'hydroxyde de sodium, NaOH, si on suppose que la molécule est complètement dissociée en solution aqueuse? R = 13 19. Calculez le pH d'une solution si sa concentration en H+ est de 2,6 x 10-4 mol/l R = 3,59 20. Quelle est la concentration en ions OH- et en ions H+ d'une solution dont le pH est de 8,4? R = [OH] = 2,5 x 10-6 mol/l et [H+] = 4,0 x 10-9 mol/l 21. Calculez le pH d'une solution d'acide dont la concentration en ions hydrogène est de 50 moles par mille litres de solution? R = 1,3 22. Quel est le pourcentage (%) de dissociation en solution aqueuse d'un acide faible si une solution 0,001 mol/l de cet acide a un pH de 4? R = 10% 23. Quelle masse de NaOH faut-il ajouter à 300 ml de HCl 0,25 mol/l pour neutraliser complètement cet acide? R = 3 g 24. Quel volume de HCl 0,01 mol/l faut-il pour neutraliser 33 ml de NaOH 0,02 mol/l? R = 66 ml 25. Dans une expérience de laboratoire, vous mélangez deux solutions aqueuses de 100 ml chacune et contenant : l'une 0,40g de NaOH et l'autre 0,73g de HCl. Quelle est la concentration en ions H+ de cette nouvelle solution? R = 0,05 mol/l 26. Une solution basique a une concentration en ions OH-(aq) égale à 2,0 x 10-3 mol/l. Quelle est la concentration en H+(aq) de cette solution, si, à cette température, la constante d'ionisation de H2O est égale à 6,0 x 10-14? R = 3,0 x 10-11 mol/l 27. Calculez la concentration des ions OH-(aq) présente dans 100 ml de solution contenant 0,01 mole de chlorure d'hydrogène HCl. R = 1,0 x 10-13 mol/l Les questions 28 à 30 se rapportent à l'énoncé suivant : Un bécher A contient 200 ml de HCl 0,1 mol/l. Un bécher B contient 200 Ml de NaOH 0,1 mol/l 28. Quel est le pH dans le bécher A ? R = 1 29. Quelle est la concentration en OH- dans le bécher A? R = 1 x 10-13 mol/l 30. Quelle sera la concentration en OH- si on mélange complètement les solutions dans un même bécher? R = 1 x 10-7 mol/l 31. Si la Ka de l'acide acétique CH3COOH est de 1,8 x 10-5, trouvez la concentration en ions H+ d'une solution 0,60 mol/l de cet acide. CH3COOH(aq) <--> H+(aq) + CH3COO-(aq) R = 3,3 x 10-3 mol/l 32. La constante d'équilibre de la dissociation du sulfure d'hydrogène est 1,0 x 10-7 H2S(g) + H20(1) <--> H3O+(aq) + HS-(aq) Quelle est la concentration en ions H3O+ d'une solution dont la concentration est 1,0 x 10-2 mol/l? R = 3,2 x 10-5 mol/l 33. Quelle est la valeur de la constante d'équilibre, Ka, de l'acide carbonique si une solution dont la concentration est 0,10 mol/l a un pH égal à 5 ? H2CO3(aq) <--> H+(aq) + HCO3-(aq) R = 1,0 x 10-9 début III. Exercices sur les couples acide-base 1. Pour les acides suivants: A) écrire l'équation partielle de libération d'un proton B) écrire le couple acide-base (HA/B) HNO3, NH4+, HF, HSO3-, H2SO4 2. Pour les base suivantes A) écrire l'équation partielle de capture d'un proton B) écrire le couple acide-base (HA/B) Br-, CO3=, NH3, S=, SO4= 3. Pour les réactions acide-base suivantes A) identifier l'acide et la base réactifs (HA1,B2) B) identifier l'acide et la base produits (HA2,B1) C) montrer à l'aide de flèches la libération et la capture de proton D) écrire les deux couples acide-base impliqués (HA1/B1 et HA2/B2 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ S= + HSO4- HS- + SO4= HSO3- + HCO3- H2CO3 + SO3= CO3= + H2O HCO3- + OH- 4. On donne deux couples acide-base HA1/B1 et HA2/B2: écrire la réaction de transfert de proton entre HA1 et B2 H3O+/H2O et NH4+/NH3 H3PO4/H2PO4- et H2O/OH- HNO2/NO2- et HCO3-/CO3= CH3COOH/CH3COO- et HCN/CN- 5. Compléter les équations suivantes (avec transfert d'un seul proton!) : H2CO3 + OH- HSO3- + CO3= H4P2O7 + CN- H3PO3 + ClO- 6. A l'aide de l'échelle d'acidité, classer les acides suivants par force croissante: NH4+, H2S, HSO4-, Hl, H2SO3, H3O+, H2SO4 7. A l'aide de l'échelle d'acidité, classer les bases suivantes par force croissante: F-, I-, OH-, NH3, CO3=, S= 8. A l'aide de l'échelle d'acidité: A) dire si les réactions suivantes sont possibles B) si oui, écrire la réaction C) calculer la constante d'équilibre K de la réaction D) le réaction est-elle favorisée ou non? CH3COOHaq + F-aq OH-aq + HNO2aq H3O+aq + HCOOHaq HCOO-aq + NH4+aq OH-aq + SO3=aq 9. Complétez le tableau suivant en partant des réactifs proposés: CH3COOHaq, H2O CH3COOHaq, NaOHaq CH3COONaaq, HClaq CH3COONaaq, HNO2aq HClaq, NaOHaq HClg, H2O Na2CO3aq, H2O NaNO2aq, H2O NaOH3 mis en solution NH3aq, HClaq NH3g, H2O NH4Claq, H2O |