Lycée · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Réactions acido-basiques
Couples acide/base, transfert de proton et pH — Constitution et transformations de la matière (1re Spécialité)
À propos de cette page
Choisis ton niveau. Questions et réponses mélangées à chaque partie. Bonne chance !
Les 36 questions du QCM en version texte
Pour réviser sans écran ou imprimer : chaque question avec ses propositions ; la bonne réponse et son explication se déplient.
Niveau facile — 12 questions
Selon Brønsted, un acide est une espèce qui :
- A. Capte un proton H⁺
- B. Cède un proton H⁺
- C. Libère un électron
- D. Capte un électron
Réponse
B. Cède un proton H⁺ — Un acide de Brønsted cède un proton H⁺ à une autre espèce.
La base conjuguée de CH₃COOH est :
- A. CH₃COO⁻
- B. CH₃CH₂OH
- C. OH⁻
- D. H₃O⁺
Réponse
A. CH₃COO⁻ — CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ : la base conjuguée est CH₃COO⁻.
Un pH de 3 correspond à une solution :
- A. Neutre
- B. Basique
- C. Acide
- D. Très basique
Réponse
C. Acide — pH < 7 → solution acide.
La formule du pH est :
- A. pH = log([H₃O⁺])
- B. pH = −log([H₃O⁺])
- C. pH = [H₃O⁺]
- D. pH = 1/[H₃O⁺]
Réponse
B. pH = −log([H₃O⁺]) — pH = −log([H₃O⁺]), c'est la définition.
HCl est un acide :
- A. Faible
- B. Fort
- C. Amphotère
- D. Neutre
Réponse
B. Fort — HCl est totalement dissocié dans l'eau : c'est un acide fort.
L'ion NH₄⁺ est l'acide conjugué de :
- A. NH₃
- B. N₂
- C. NO₂⁻
- D. H₂O
Réponse
A. NH₃ — NH₄⁺ ⇌ NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ est l'acide conjugué de NH₃.
Pour HCl à c = 0,01 mol/L, le pH vaut :
- A. 1
- B. 2
- C. 12
- D. 7
Réponse
B. 2 — pH = −log(0,01) = 2 (acide fort).
L'eau H₂O est dite amphotère car elle :
- A. Ne réagit jamais
- B. Peut céder ET capter un proton
- C. N'a pas de proton
- D. Est toujours neutre
Réponse
B. Peut céder ET capter un proton — H₂O appartient aux couples H₃O⁺/H₂O (acide) et H₂O/OH⁻ (base).
Un pH de 10 indique une solution :
- A. Acide
- B. Neutre
- C. Basique
- D. Très acide
Réponse
C. Basique — pH > 7 → solution basique.
La base conjuguée de H₂O est :
- A. H₃O⁺
- B. OH⁻
- C. H₂O⁻
- D. H⁺
Réponse
B. OH⁻ — H₂O ⇌ OH⁻ + H⁺ dans le couple H₂O/OH⁻.
Quel indicateur coloré change de couleur selon le pH ?
- A. Eau oxygénée
- B. Hélianthine
- C. Chlorure de sodium
- D. Soude
Réponse
B. Hélianthine — L'hélianthine (et le BBT, la phénolphtaléine…) sont des indicateurs colorés acido-basiques.
L'acide conjugué de NH₃ est :
- A. NH₂⁻
- B. NH₄⁺
- C. N₂H₄
- D. NO₃⁻
Réponse
B. NH₄⁺ — NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ : l'acide conjugué de NH₃ est NH₄⁺.
Niveau moyen — 12 questions
Pour NaOH à c = 0,1 mol/L (base forte), le pH vaut :
- A. 1
- B. 13
- C. 7
- D. 11
Réponse
B. 13 — pH = 14 + log(0,1) = 14 − 1 = 13.
Si pKa(AH/A⁻) = 5 et pH = 7, quelle espèce prédomine ?
- A. AH
- B. A⁻
- C. Les deux en quantités égales
- D. Ni l'un ni l'autre
Réponse
B. A⁻ — pH (7) > pKa (5) → A⁻ (forme basique) prédomine.
Pour le couple H₃O⁺/H₂O, la demi-équation est :
- A. H₂O → H₃O⁺ + H⁺
- B. H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺
- C. H₂O + H⁺ → OH⁻
- D. H₃O⁺ + H₂O → 2H₂O
Réponse
B. H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺ — H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺ : H₃O⁺ est l'acide du couple, il cède H⁺.
Ka pour CH₃COOH/CH₃COO⁻ vaut :
- A. [CH₃COO⁻]/([CH₃COOH]·[H₃O⁺])
- B. [CH₃COO⁻]·[H₃O⁺]/[CH₃COOH]
- C. [CH₃COOH]/[CH₃COO⁻]
- D. [H₃O⁺]/[CH₃COOH]
Réponse
B. [CH₃COO⁻]·[H₃O⁺]/[CH₃COOH] — Ka = [A⁻]·[H₃O⁺]/[AH] : produit des concentrations des produits sur la concentration du réactif.
Plus le pKa est petit, l'acide est :
- A. Plus faible
- B. Plus fort
- C. Plus neutre
- D. Inchangé
Réponse
B. Plus fort — pKa petit → Ka grand → acide plus dissocié → acide plus fort.
[H₃O⁺] pour un pH = 3 est :
- A. 3 mol/L
- B. 10⁻³ mol/L
- C. 10³ mol/L
- D. 10⁻⁷ mol/L
Réponse
B. 10⁻³ mol/L — [H₃O⁺] = 10^(−pH) = 10⁻³ mol/L.
Quelle relation lie pKa et pKb d'un même couple à 25°C ?
- A. pKa = pKb
- B. pKa + pKb = 7
- C. pKa + pKb = 14
- D. pKa × pKb = 14
Réponse
C. pKa + pKb = 14 — pKa + pKb = 14 (à 25°C), car Ka × Kb = Ke = 10⁻¹⁴.
L'équation CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ implique les couples :
- A. CH₃COOH/CH₃COO⁻ et OH⁻/H₂O
- B. CH₃COOH/CH₃COO⁻ et H₃O⁺/H₂O
- C. H₂O/OH⁻ et CH₃COOH/H⁺
- D. CH₃COO⁻/H₃O⁺
Réponse
B. CH₃COOH/CH₃COO⁻ et H₃O⁺/H₂O — L'acide CH₃COOH du couple 1 cède H⁺ à H₂O base du couple H₃O⁺/H₂O.
Un acide faible à c = 0,1 mol/L a un pH :
- A. Égal à 1
- B. Inférieur à 1
- C. Supérieur à 1
- D. Impossible à calculer
Réponse
C. Supérieur à 1 — Acide faible → [H₃O⁺] < c = 0,1 → pH > −log(0,1) = 1.
Quel est le pKa du couple H₂O/OH⁻ à 25°C ?
- A. 0
- B. 7
- C. 14
- D. Impossible
Réponse
C. 14 — pKa(H₂O/OH⁻) = 14 à 25°C, car Ka = Ke = 10⁻¹⁴.
Pour un acide fort à c = 10⁻² mol/L, [A⁻] vaut :
- A. 0 mol/L
- B. 10⁻² mol/L
- C. 10⁻⁴ mol/L
- D. Dépend de Ka
Réponse
B. 10⁻² mol/L — Acide fort → dissociation totale → [A⁻] = c = 10⁻² mol/L.
La réaction entre HCl (acide fort) et NaOH (base forte) est :
- A. Un équilibre
- B. Une réaction totale
- C. Impossible
- D. Une réaction lente
Réponse
B. Une réaction totale — HCl + NaOH → NaCl + H₂O est une neutralisation totale.
Niveau difficile — 12 questions
Pour quelle valeur de pH les formes AH et A⁻ d'un couple de pKa = 6,4 sont-elles en concentrations égales ?
- A. 3,2
- B. 6,4
- C. 12,8
- D. 7
Réponse
B. 6,4 — [AH] = [A⁻] ⟺ pH = pKa = 6,4. C'est la définition du pKa.
La réaction entre un acide de pKa1 = 3 et la base d'un couple de pKa2 = 8 est :
- A. Impossible
- B. À l'équilibre, favorisée dans le sens indirect
- C. Totale ou fortement favorisée dans le sens direct
- D. Neutre
Réponse
C. Totale ou fortement favorisée dans le sens direct — L'écart de pKa (8−3=5) est grand → réaction pratiquement totale dans le sens direct.
On dilue 10 fois une solution d'acide fort de pH = 2. Le nouveau pH vaut :
- A. 20
- B. 1
- C. 3
- D. 0,2
Réponse
C. 3 — Dilution × 10 → [H₃O⁺] divisé par 10 → pH augmente de 1 : pH = 3.
Pour NH₃ (base faible) à c = 0,1 mol/L (pKa(NH₄⁺/NH₃) = 9,2), le pH est environ :
- A. 9,2
- B. 11,1
- C. 4,8
- D. 7
Réponse
B. 11,1 — pH ≈ 7 + (pKa + log c)/2 = 7 + (9,2 − 1)/2 ≈ 7 + 4,1 = 11,1.
Ka d'un acide faible ne dépend pas de :
- A. La température
- B. La concentration
- C. La nature du solvant
- D. Les deux premières réponses
Réponse
B. La concentration — Ka est une constante d'équilibre : elle ne dépend que de la température (et du solvant), pas de la concentration.
Pour calculer [H₃O⁺] d'un acide faible AH de concentration c et de Ka, on utilise l'approximation :
- A. [H₃O⁺] = c
- B. [H₃O⁺] = Ka/c
- C. [H₃O⁺] ≈ √(Ka × c)
- D. [H₃O⁺] = Ka²
Réponse
C. [H₃O⁺] ≈ √(Ka × c) — Si la dissociation est faible, [AH] ≈ c et Ka = [H₃O⁺]² / c → [H₃O⁺] ≈ √(Ka × c).
Le taux d'avancement final τ pour un acide faible est :
- A. 100%
- B. Entre 0 et 100%, proche de 100%
- C. Entre 0 et 100%, généralement faible
- D. Toujours nul
Réponse
C. Entre 0 et 100%, généralement faible — Un acide faible est partiellement dissocié : τ est entre 0 et 100%, mais nettement inférieur à 100%.
Pour un mélange tampon avec [AH] = [A⁻], le pH vaut :
- A. 0
- B. 14
- C. pKa
- D. 7
Réponse
C. pKa — D'après Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[AH]) = pKa + log(1) = pKa.
La constante d'équilibre de la réaction AH₁ + A₂⁻ ⇌ A₁⁻ + AH₂ est :
- A. K = Ka1 × Ka2
- B. K = Ka1/Ka2
- C. K = Ka2/Ka1
- D. K = Ka1 + Ka2
Réponse
B. K = Ka1/Ka2 — K = Ka1/Ka2 = 10^(pKa2 − pKa1). Si pKa1 < pKa2, K > 1 et la réaction est favorisée dans le sens direct.
Quand on dilue une solution d'acide faible, le taux de dissociation τ :
- A. Diminue
- B. Reste constant
- C. Augmente
- D. Devient nul
Réponse
C. Augmente — En diluant, l'équilibre se déplace vers la dissociation (le côté où le nombre de particules est plus grand) → τ augmente.
Pour le couple H₂CO₃/HCO₃⁻ (pKa = 6,4), à pH = 7,4 (pH du sang) quelle forme prédomine ?
- A. H₂CO₃
- B. HCO₃⁻
- C. CO₃²⁻
- D. Les deux en quantités égales
Réponse
B. HCO₃⁻ — pH (7,4) > pKa (6,4) → la forme basique HCO₃⁻ prédomine dans le sang.
Si [H₃O⁺] = 5×10⁻⁴ mol/L, alors pH = :
- A. 4
- B. 3,3
- C. 5
- D. 2,7
Réponse
B. 3,3 — pH = −log(5×10⁻⁴) = −log(5) − log(10⁻⁴) = −0,7 + 4 ≈ 3,3.
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