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Spécialité Physique-Chimie Terminale

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Acides et bases : pH, force des acides et solutions tampons

Constitution et transformations de la matière — transformations acide-base, pH, force des acides et des bases (Ka, pKa), diagrammes de prédominance et de distribution, solutions tampons

À propos de cette page
Ce QCM sur « Acides et bases : pH, force des acides et solutions tampons » en terminale teste tes connaissances en spécialité physique-chimie de manière interactive. Les questions, classées par niveau (facile, moyen, difficile), respectent le programme officiel de terminale. Au programme : L'essentiel, Acide fort, acide faible : le taux d'avancement final, Comparer la force des acides et des bases, Diagrammes de prédominance et de distribution. À chaque réponse, une explication détaillée t'aide à comprendre tes erreurs et à mémoriser l'essentiel. Idéal pour s'auto-évaluer rapidement, réviser avant un contrôle ou consolider ses acquis. Quiz gratuit conçu par un professeur particulier à Marseille pour progresser en spécialité physique-chimie en terminale.

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Les 24 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 — 8 questions

  1. Un acide est qualifié de fort dans l'eau lorsque :

    • A. sa réaction avec l'eau est totale
    • B. sa solution a toujours un pH inférieur à 2
    • C. son pKa est supérieur à celui de l'eau
    • D. sa concentration apportée dépasse 1 mol·L⁻¹
    Réponse

    A. sa réaction avec l'eau est totale — Acide fort ⇔ réaction totale avec l'eau (τ = 1). Le pH dépend aussi de la concentration : une solution diluée d'acide fort peut avoir un pH de 5.

  2. À 25 °C, le produit ionique de l'eau vaut :

    • A. Ke=1,0×10−7
    • B. Ke=1,0×10−14
    • C. pKe=1,0×10−14
    • D. Ke=14,0
    Réponse

    B. Ke=1,0×10−14 — Ke = [H₃O⁺][HO⁻]/(c°)² = 1,0 × 10⁻¹⁴ à 25 °C ; c'est pKe, et non Ke, qui vaut 14,0.

  3. Le pKa d'un couple acide/base est défini par :

    • A. pKA=logKA
    • B. pKA=−log(1/KA)
    • C. pKA=−logKA
    • D. pKA=−lnKA
    Réponse

    C. pKA=−logKA — pKa = −log Ka, avec le logarithme décimal. Attention : −log(1/Ka) = +log Ka, c'est l'opposé du pKa.

  4. Plus un acide est fort, plus :

    • A. son pKA est grand
    • B. sa base conjuguée est plus forte
    • C. son KA est petit
    • D. son pKA est petit
    Réponse

    D. son pKA est petit — Acide fort ⇔ Ka grand ⇔ pKa petit ; sa base conjuguée est alors faible.

  5. Dans le diagramme de prédominance du couple AH/A⁻, l'espèce A⁻ prédomine lorsque :

    • A. pH<pKA
    • B. pH>pKA
    • C. pH=pKA
    • D. pH>7, quel que soit le couple
    Réponse

    B. pH>pKA — pH > pKa ⇔ log([A⁻]/[AH]) > 0 ⇔ [A⁻] > [AH]. La valeur 7 ne joue aucun rôle ici.

  6. Une espèce amphotère est une espèce qui :

    • A. est l'acide d'un couple et la base d'un autre
    • B. ne réagit ni avec les acides ni avec les bases de la solution
    • C. change de couleur selon le pH de la solution
    • D. réagit totalement avec l'eau
    Réponse

    A. est l'acide d'un couple et la base d'un autre — Exemples : H₂O (couples H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻) et HCO₃⁻ (couples CO₂,H₂O/HCO₃⁻ et HCO₃⁻/CO₃²⁻).

  7. À pH = pKa, les concentrations de AH et de A⁻ :

    • A. sont toutes deux nulles
    • B. valent chacune 1,0 × 10⁻⁷ mol·L⁻¹
    • C. sont dans le rapport 10
    • D. sont égales
    Réponse

    D. sont égales — À pH = pKa, log([A⁻]/[AH]) = 0, donc [A⁻] = [AH] : chaque forme représente 50 % des espèces du couple.

  8. Une solution tampon est une solution dont le pH :

    • A. est toujours égal à 7,0
    • B. varie beaucoup quand on dilue la solution
    • C. varie peu lors d'ajouts modérés d'acide ou de base
    • D. reste rigoureusement constant quelle que soit la quantité ajoutée
    Réponse

    C. varie peu lors d'ajouts modérés d'acide ou de base — Le pH d'un tampon varie peu (et non pas du tout) lors d'ajouts modérés d'acide, de base ou d'une dilution ; sa valeur est proche du pKa du couple, pas forcément de 7.

Niveau moyen — 8 questions

  1. Une solution d'acide chlorhydrique a une concentration apportée c=6,0×10−4 mol·L⁻¹. Son pH vaut :

    • A. 2,2
    • B. 4,0
    • C. 3,2
    • D. 10,8
    Réponse

    C. 3,2 — Acide fort : [H₃O⁺] = c, donc pH = −log(6,0 × 10⁻⁴) = 4 − 0,78 = 3,2.

  2. Une solution d'hydroxyde de sodium de concentration 2,0×10−3 mol·L⁻¹ a, à 25 °C, un pH de :

    • A. 11,3
    • B. 2,7
    • C. 3,3
    • D. 16,7
    Réponse

    A. 11,3 — Base forte : [HO⁻] = c, donc pH = 14 + log(2,0 × 10⁻³) = 14 − 2,7 = 11,3. La valeur 16,7 provient d'une erreur de signe sur le logarithme.

  3. Une solution d'un acide HA de concentration apportée 8,0×10−3 mol·L⁻¹ a un pH de 3,5. Le taux d'avancement final de sa réaction avec l'eau vaut :

    • A. 44 %
    • B. 0,40 %
    • C. 100 %
    • D. 4,0 %
    Réponse

    D. 4,0 % — [H₃O⁺] = 10^(−3,5) = 3,2 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ ; τ = 3,2 × 10⁻⁴ / 8,0 × 10⁻³ = 0,040, soit 4,0 % : l'acide est faible.

  4. Pour le couple NH₄⁺/NH₃ (pKa = 9,2), dans une solution de pH 10,2 :

    • A. [NH4+]=100[NH3]
    • B. [NH3]=10[NH4+]
    • C. [NH3]=[NH4+]
    • D. [NH3]=2[NH4+]
    Réponse

    B. [NH3]=10[NH4+] — log([NH₃]/[NH₄⁺]) = pH − pKa = 10,2 − 9,2 = 1,0, donc [NH₃] = 10 [NH₄⁺].

  5. Pour l'acide éthanoïque (pKa = 4,8), le pourcentage de forme acide CH₃COOH dans une solution de pH 5,8 vaut environ :

    • A. 9 %
    • B. 91 %
    • C. 50 %
    • D. 10 %
    Réponse

    A. 9 % — r = [A⁻]/[AH] = 10^(5,8 − 4,8) = 10, donc % AH = 100/(1 + 10) ≈ 9 %. La réponse 10 % confond rapport et pourcentage.

  6. La constante d'acidité d'un couple vaut KA=5,0×10−6. Son pKa vaut :

    • A. −5,3
    • B. 8,7
    • C. 5,3
    • D. 6,5
    Réponse

    C. 5,3 — pKa = −log(5,0 × 10⁻⁶) = 6 − log 5,0 = 6 − 0,70 = 5,3. La valeur 8,7 correspond à 14 − 5,3, sans signification ici.

  7. À 25 °C, une solution a un pH de 8,6. Sa concentration en ions hydroxyde vaut :

    • A. 2,5×10−9 mol·L⁻¹
    • B. 4,0×10−6 mol·L⁻¹
    • C. 8,6×10−14 mol·L⁻¹
    • D. 5,4×10−1 mol·L⁻¹
    Réponse

    B. 4,0×10−6 mol·L⁻¹ — [H₃O⁺] = 10^(−8,6) = 2,5 × 10⁻⁹ mol·L⁻¹ (c'est la première proposition, un piège) ; [HO⁻] = Ke/[H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻¹⁴ / 2,5 × 10⁻⁹ = 4,0 × 10⁻⁶ mol·L⁻¹.

  8. Pour l'acide benzoïque (pKa = 4,2), une solution où [A−]/[AH]=0,50 a un pH de :

    • A. 4,5
    • B. 2,1
    • C. 4,7
    • D. 3,9
    Réponse

    D. 3,9 — pH = 4,2 + log 0,50 = 4,2 − 0,30 = 3,9 : l'acide prédomine, le pH est bien inférieur au pKa. 4,5 résulte d'une erreur de signe.

Niveau difficile — 8 questions

  1. On dilue 10 fois une solution d'acide éthanoïque. Quelle affirmation est exacte ?

    • A. Le pH augmente exactement d'une unité
    • B. Le taux d'avancement final augmente
    • C. Le pKa du couple augmente
    • D. La réaction avec l'eau devient totale
    Réponse

    B. Le taux d'avancement final augmente — Pour un acide faible, la dilution favorise la réaction avec l'eau : τ augmente, et le pH augmente de moins d'une unité. Le pKa ne dépend que de la température.

  2. À 25 °C, une solution d'acide nitrique de concentration 1,0×10−9 mol·L⁻¹ a un pH :

    • A. égal à 9,0, d'après pH = −log c
    • B. égal à 5,0, d'après pH = 14 − 9
    • C. nettement supérieur à 7
    • D. très légèrement inférieur à 7
    Réponse

    D. très légèrement inférieur à 7 — Les ions H₃O⁺ apportés par l'acide (10⁻⁹ mol·L⁻¹) sont négligeables devant ceux de l'autoprotolyse (environ 10⁻⁷) : le pH est très proche de 7, un peu en dessous. Une solution d'acide ne peut pas être basique.

  3. On compare l'acide méthanoïque (pKa 3,8) et l'acide éthanoïque (pKa 4,8). Quelle affirmation est exacte ?

    • A. À même concentration, l'acide méthanoïque donne le pH le plus bas
    • B. L'ion éthanoate est une base plus faible que l'ion méthanoate
    • C. L'acide éthanoïque possède la constante d'acidité KA la plus grande
    • D. Les deux acides réagissent totalement avec l'eau
    Réponse

    A. À même concentration, l'acide méthanoïque donne le pH le plus bas — Le plus petit pKa (3,8) correspond à l'acide le plus fort : à concentration égale, il libère le plus d'ions H₃O⁺. Sa base conjuguée, l'ion méthanoate, est la plus faible des deux.

  4. L'alanine, notée H₂N–CH(CH₃)–COOH, a pour pKa 2,3 et 9,7. Dans une solution de pH 11,0, la forme prédominante est :

    • A. H₃N⁺–CH(CH₃)–COOH
    • B. H₃N⁺–CH(CH₃)–COO⁻
    • C. H₂N–CH(CH₃)–COO⁻
    • D. H₂N–CH(CH₃)–COOH
    Réponse

    C. H₂N–CH(CH₃)–COO⁻ — pH 11,0 > pKa₂ = 9,7 : le groupe –NH₃⁺ a cédé son H⁺ ; pH > pKa₁ : le groupe carboxyle est sous forme –COO⁻. La forme neutre H₂N–…–COOH, qui sert à écrire la formule, ne prédomine jamais.

  5. Une solution d'acide faible HA a un pH de 3,3, et le taux d'avancement final de sa réaction avec l'eau vaut 4,0 %. Sa concentration apportée vaut environ :

    • A. 2,0×10−5 mol·L⁻¹
    • B. 5,0×10−4 mol·L⁻¹
    • C. 8,3×10−2 mol·L⁻¹
    • D. 1,3×10−2 mol·L⁻¹
    Réponse

    D. 1,3×10−2 mol·L⁻¹ — [H₃O⁺] = 10^(−3,3) = 5,0 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ et c = [H₃O⁺]/τ = 5,0 × 10⁻⁴ / 0,040 = 1,3 × 10⁻² mol·L⁻¹. 5,0 × 10⁻⁴ serait la concentration d'un acide fort (τ = 1).

  6. Une solution est jaune en présence de bleu de bromothymol et incolore en présence de phénolphtaléine. On peut affirmer que :

    • A. son pH est compris entre 6,0 et 8,2
    • B. son pH est inférieur à 6,0
    • C. son pH est supérieur à 8,2
    • D. son pH est exactement égal à 6,0
    Réponse

    B. son pH est inférieur à 6,0 — BBT jaune : pH < 6,0 ; phénolphtaléine incolore : pH < 8,2. Les deux conditions ensemble donnent pH < 6,0 : la seconde n'apporte rien de plus.

  7. Pour préparer une solution tampon de pH 9,0, le couple le plus adapté est :

    • A. CH₃COOH/CH₃COO⁻ (pKa 4,8)
    • B. HCOOH/HCOO⁻ (pKa 3,8)
    • C. NH₄⁺/NH₃ (pKa 9,2)
    • D. HCO₃⁻/CO₃²⁻ (pKa 10,3)
    Réponse

    C. NH₄⁺/NH₃ (pKa 9,2) — Un tampon est efficace quand pH ≈ pKa (à une unité près) : seul NH₄⁺/NH₃ convient. Avec pKa 10,3, il faudrait [CO₃²⁻]/[HCO₃⁻] = 10^(−1,3) ≈ 1/20, un mélange très déséquilibré.

  8. À 25 °C, on dilue 100 fois une solution d'hydroxyde de sodium de pH 12,6. Le nouveau pH vaut :

    • A. 10,6
    • B. 14,6
    • C. 12,4
    • D. proche de 7,0
    Réponse

    A. 10,6 — Base forte : c est divisée par 100, donc pH = 14 + log c diminue de 2 : 12,6 − 2 = 10,6. La solution reste assez concentrée pour que l'autoprotolyse de l'eau soit négligeable.

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