Comparaison de la force des acides et bases : vrai ou faux et Memory

Un acide est plus fort si son \(K_a\) est plus grand.

Vrai — La force augmente quand \(K_a\) augmente, donc un \(K_a\) plus grand signifie un acide plus fort.

Un acide est plus fort si sa \(\mathrm{p}K_a\) est plus petite.

Vrai — Par définition \(\mathrm{p}K_a=-\log_{10}K_a\), une \(\mathrm{p}K_a\) plus petite correspond à un \(K_a\) plus grand.

Pour un acide faible on pose \(x=[\mathrm{H_3O^+}]=[\mathrm{A^-}]\).

Vrai — Dans l'exemple type on suppose que la dissociation produit des quantités égales de \(\mathrm{H_3O^+}\) et \(\mathrm{A^-}\).

La relation \(\mathrm{p}K_a=-\log_{10}K_a\) et \(K_a=10^{-\mathrm{p}K_a}\) est correcte.

Vrai — Les deux expressions sont équivalentes et permettent de passer de \(K_a\) à \(\mathrm{p}K_a\) et inversement.

Approximation courante : \(x\approx\sqrt{K_a c_0}\) si \(x\ll c_0\).

Vrai — Pour un acide faible l'équation se simplifie ainsi quand la fraction dissociée est négligeable devant \(c_0\).

On vérifie l'approximation en calculant le rapport \(x/c_0\).

Vrai — Si \(x/c_0\) est suffisamment petit (par ex. 1\%), l'approximation est considérée valide.

Dans le cours, \(\mathrm{p}K_a(\ce{CH3COOH})\approx4{,}76\).

Vrai — Le cours donne la valeur approchée \(\mathrm{p}K_a\) de l'acide acétique environ \(4{,}76\).

La constante s'écrit \(K_a=\dfrac{[\mathrm{A^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{AH}]}\).

Vrai — C'est la définition de la constante d'acidité pour l'équilibre \(\ce{AH + H2O <=> A^- + H3O^+}\).

La fraction dissociée de visualisation peut s'exprimer \(\alpha\approx\sqrt{K_a/c_0}\).

Vrai — Le cours propose cette écriture pour explorer l'effet de \(\mathrm{p}K_a\) et de la concentration sur \(\alpha\).

\ce{HCl} est donné comme exemple d'acide fort se dissociant complètement en solution aqueuse.

Vrai — Le cours cite \ce{HCl} (et \ce{HNO3}) comme exemples d'acides forts à dissociation quasi complète.

Un acide concentré est toujours plus fort que le même acide dilué.

Faux — La force d'un acide relève de \(K_a\), indépendante de la concentration; la concentration règle la quantité d'\(\mathrm{H^+}\).

Si \(\mathrm{p}K_a\) est plus grand, l'acide est plus fort.

Faux — C'est l'inverse : une \(\mathrm{p}K_a\) plus grande signifie \(K_a\) plus petite et donc acide plus faible.

On peut toujours utiliser \(x\approx\sqrt{K_a c_0}\) même sans vérifier \(x\ll c_0\).

Faux — L'approximation n'est valable que si \(x\ll c_0\); sinon il faut résoudre l'équation exacte.

L'équation \(\dfrac{x^2}{c_0-x}=K_a\) vaut seulement pour les acides forts.

Faux — Cette équation décrit l'équilibre de dissociation pour un acide monoprotique, pas réservée aux acides forts.

Comparer des \(\mathrm{p}K_a\) mesurés dans des solvants différents est toujours fiable.

Faux — Les valeurs de \(\mathrm{p}K_a\) dépendent du solvant et des conditions expérimentales; il faut la même référence.

La stabilisation de la base conjuguée par la résonance réduit l'acidité de l'acide.

Faux — La résonance stabilise \(A^-\) et favorise la dissociation, ce qui augmente l'acidité de l'acide.

Un acide fort a toujours une valeur de \(K_a\) très petite.

Faux — C'est faux: un acide fort a un \(K_a\) élevé (très grand), pas petit.

La pH d'une solution \(0{,}10\) M de \(\ce{CH3COOH}\) est environ \(4{,}76\).

Faux — Le calcul donné dans le cours donne \(\mathrm{pH}\approx2{,}88\) (environ \(2{,}9\)), pas \(4{,}76\).

La relation \(\mathrm{p}K_a=-\log_{10}K_a\) implique que \(\mathrm{p}K_a\) augmente quand \(K_a\) augmente.

Faux — Comme \(\mathrm{p}K_a\) est le négatif du logarithme, une augmentation de \(K_a\) entraîne une diminution de \(\mathrm{p}K_a\).

Une plus petite taille de l'atome lié à l'hydrogène augmente l'acidité selon le cours.

Faux — Le cours indique que c'est une plus grande taille de l'atome lié qui tend à augmenter l'acidité (meilleure dispersion de charge).