QCM : Acides-bases et méthodes d’analyse — 25 questions

Questions et réponses du QCM

1. Parmi les propositions suivantes concernant la réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

L’ammoniac cède un proton H+ à l’acide éthanoïque.
L’équation met en jeu NH2− comme produit issu de l’ammoniac.
L’acide éthanoïque cède un proton H+ au cours de la réaction.
L’acide éthanoïque devient NH4+ après avoir capté un proton H+.
L’ammoniac capte un proton H+ au cours de la réaction.

L’acide éthanoïque cède un proton H+ au cours de la réaction. · L’ammoniac capte un proton H+ au cours de la réaction.

Explication

L’acide éthanoïque cède H+ et l’ammoniac le capte, conformément à l’équation donnée. L’ammoniac ne cède donc pas H+, NH2− n’est pas le produit indiqué, et NH4+ provient de l’ammoniac ayant capté le proton.

2. À propos de la définition d’un acide de Brønsted :

Un acide de Brønsted capte un ou plusieurs protons H+.
La dissociation d’un acide fait apparaître sa base conjuguée A−.
Un acide de Brønsted peut céder un ou plusieurs protons H+.
La demi-équation d’un acide s’écrit A−(aq) + H+(aq) → AH(aq).
La demi-équation d’un acide s’écrit AH(aq) ⇌ A−(aq) + H+(aq).

La dissociation d’un acide fait apparaître sa base conjuguée A−. · Un acide de Brønsted peut céder un ou plusieurs protons H+. · La demi-équation d’un acide s’écrit AH(aq) ⇌ A−(aq) + H+(aq).

Explication

Un acide de Brønsted cède un ou plusieurs protons, selon la demi-équation AH(aq) ⇌ A−(aq) + H+(aq). La formation de A− accompagne cette cession, tandis que la capture de H+ et l’équation A− + H+ → AH caractérisent la base conjuguée.

3. Concernant les bases de Brønsted, quelles sont les propositions exacte(s) ?

La demi-équation d’une base s’écrit A−(aq) + H+(aq) → AH(aq).
Une base de Brønsted est capable de capter un ou plusieurs protons H+.
L’espèce AH est formée lorsqu'A− capte un proton H+.
La base A− peut se transformer en AH après capture d’un proton H+.
Une base de Brønsted cède un ou plusieurs protons H+.

La demi-équation d’une base s’écrit A−(aq) + H+(aq) → AH(aq). · Une base de Brønsted est capable de capter un ou plusieurs protons H+. · L’espèce AH est formée lorsqu'A− capte un proton H+. · La base A− peut se transformer en AH après capture d’un proton H+.

Explication

Une base de Brønsted capte un ou plusieurs protons. La demi-équation A−(aq) + H+(aq) → AH(aq) traduit cette capture et la formation de AH ; la cession d’un proton correspond au comportement d’un acide.

4. Les caractéristiques d’un couple acide-base comprennent :

La relation entre AH(aq) et A−(aq) correspondant à une différence d’un proton H+.
La présence d’un acide et de sa base conjuguée dans un même couple.
La notation du couple sous la forme AH(aq) / A−(aq).
La formule de l’acide comportant un proton de plus que celle de A−.
L’association d’un acide AH(aq) avec sa base conjuguée A−(aq).

La relation entre AH(aq) et A−(aq) correspondant à une différence d’un proton H+. · La présence d’un acide et de sa base conjuguée dans un même couple. · La notation du couple sous la forme AH(aq) / A−(aq). · La formule de l’acide comportant un proton de plus que celle de A−. · L’association d’un acide AH(aq) avec sa base conjuguée A−(aq).

Explication

Un couple acide-base associe AH(aq) à sa base conjuguée A−(aq) et se note AH(aq) / A−(aq). Les deux espèces diffèrent d’un proton H+, ce qui explique la différence entre leurs formules.

5. Pour une réaction entre les couples AH/A− et BH+/B, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

B capte un proton H+ pour former BH+.
La réaction s’écrit AH(aq) + B(aq) ⇌ A−(aq) + BH+(aq).
Le proton H+ est transféré de B vers AH dans cette réaction.
AH cède un proton H+ pour former A−.
Les produits de la réaction sont AH(aq) et B(aq).

La réaction s’écrit AH(aq) + B(aq) ⇌ A−(aq) + BH+(aq). · AH cède un proton H+ pour former A−.

Explication

La réaction entre les couples AH/A− et BH+/B s’écrit AH(aq) + B(aq) ⇌ A−(aq) + BH+(aq). Le proton est transféré de AH vers B : AH devient A− et B devient BH+, tandis qu'AH et B sont les réactifs.

6. Concernant l’amphotérie des espèces chimiques, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Une espèce amphotère peut jouer le rôle d’acide dans un couple et de base dans un autre.
L’eau est acide dans le couple H3O+(aq)/H2O(l) et basique dans H2O(l)/HO−(aq).
Une espèce amphotère intervient comme acide dans tous ses couples associés.
Une espèce amphotère est définie par sa capacité à libérer plusieurs électrons.
Une espèce amphotère peut appartenir à deux couples acide-base différents.

Une espèce amphotère peut jouer le rôle d’acide dans un couple et de base dans un autre. · Une espèce amphotère peut appartenir à deux couples acide-base différents.

Explication

Une espèce amphotère est l’acide d’un couple et la base d’un autre, ce qui implique son appartenance à deux couples acide-base. L’eau illustre cette propriété : elle est acide dans le couple H2O(l)/HO−(aq) et basique dans le couple H3O+(aq)/H2O(l). Cette propriété ne dépend pas d’un transfert d’électrons.

7. Parmi les propositions suivantes concernant l’ion hydrogénocarbonate, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

L’ion HCO3−\mathrm{HCO_3^-} est l’acide du couple H2CO3/HCO3−\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}.
L’ion HCO3−\mathrm{HCO_3^-} appartient aux deux couples acide-base carbonatés indiqués.
L’ion HCO3−\mathrm{HCO_3^-} est la base du couple HCO3−/CO32−\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}.
L’ion HCO3−\mathrm{HCO_3^-} est l’acide du couple HCO3−/CO32−\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}.
L’ion HCO3−\mathrm{HCO_3^-} est la base du couple H2CO3/HCO3−\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}.

L’ion $$\mathrm{HCO_3^-}$$ appartient aux deux couples acide-base carbonatés indiqués. · L’ion $$\mathrm{HCO_3^-}$$ est l’acide du couple $$\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$$. · L’ion $$\mathrm{HCO_3^-}$$ est la base du couple $$\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}$$.

Explication

Dans le couple HCO3−/CO32−\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}, l’ion hydrogénocarbonate est l’acide, tandis que dans le couple H2CO3/HCO3−\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}, il est la base. Il appartient donc aux deux couples, mais les rôles inverses proposés ne correspondent pas à ces associations.

8. À propos de la structure générale d’un acide carboxylique :

Dans un acide carboxylique, le proton labile est porté par le carbone du groupe carboxyle.
Dans un acide carboxylique, le proton labile est porté par l’azote du groupe carboxyle.
Un acide carboxylique s’écrit généralement RCOOH\mathrm{RCOOH} et sa base conjuguée RCOO−\mathrm{RCOO^-}.
Dans un acide carboxylique, le proton labile est porté par l’azote de la chaîne carbonée.
Dans un acide carboxylique, le proton labile est porté par l’oxygène carbonylé.

Un acide carboxylique s’écrit généralement $$\mathrm{RCOOH}$$ et sa base conjuguée $$\mathrm{RCOO^-}$$.

Explication

Un acide carboxylique est de type RCOOH\mathrm{RCOOH}. Le proton porté par l’oxygène du groupe hydroxyle est le proton acide ou proton labile, car il se détache facilement, et la base conjuguée correspondante est RCOO−\mathrm{RCOO^-}.

9. Concernant les amines, quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?

Une amine peut s’écrire R1NR2R3\mathrm{R_1NR_2R_3}, avec des hydrogènes ou groupes alkyle.
Une amine possède généralement des propriétés neutres en solution aqueuse.
Une amine est définie par un atome d’oxygène lié à un groupe carboné.
Une amine s’écrit sous la forme générale RCOOH\mathrm{RCOOH}.
Une amine possède généralement des propriétés acides en solution aqueuse.

Une amine peut s’écrire $$\mathrm{R_1NR_2R_3}$$, avec des hydrogènes ou groupes alkyle.

Explication

Une amine est de type R1NR2R3\mathrm{R_1NR_2R_3}, où les substituants peuvent être des atomes d’hydrogène ou des groupes alkyle. Elle possède généralement des propriétés basiques en solution aqueuse.

10. Concernant la mesure du pH d’une solution aqueuse :

Le pH-mètre mesure le pH après avoir été préalablement étalonné.
Le pH-mètre permet une mesure fiable sans étalonnage préalable.
Le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14.
Le papier pH fournit une mesure numérique aussi précise qu’un pH-mètre.
Le papier pH fournit une estimation du pH avec une précision d’environ une unité.

Le pH-mètre mesure le pH après avoir été préalablement étalonné. · Le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14. · Le papier pH fournit une estimation du pH avec une précision d’environ une unité.

Explication

Le pH d’une solution aqueuse est compris entre 0 et 14. Le papier pH donne une estimation à environ une unité près, tandis que le pH-mètre fournit une mesure après étalonnage ; il ne doit donc pas être utilisé sans cette préparation et le papier n’offre pas la même précision.

11. La concentration en ions oxonium peut être déduite du pH selon quelles propositions exactes ?

Lors d’une dilution par 10, la concentration en ions oxonium augmente d’un facteur 10.
La concentration vérifie [H3O+]=c∘×10−pH[\mathrm{H_3O^+}]=c^\circ\times10^{-pH}.
La concentration en ions oxonium est indépendante de la valeur du pH.
La concentration en ions oxonium se calcule par [H3O+]=pH×10−c∘[\mathrm{H_3O^+}]=pH\times10^{-c^\circ}.
Une augmentation du pH entraîne une diminution de la concentration en ions oxonium.

La concentration vérifie $$[\mathrm{H_3O^+}]=c^\circ\times10^{-pH}$$. · Une augmentation du pH entraîne une diminution de la concentration en ions oxonium.

Explication

La concentration en ions oxonium est donnée par [H3O+]=c∘×10−pH[\mathrm{H_3O^+}]=c^\circ\times10^{-pH}. Ainsi, une augmentation du pH diminue cette concentration. Lors d’une dilution successive d’un facteur 10, la concentration en ions oxonium diminue d’un facteur 10 et le pH augmente d’une unité.

12. Concernant l’absorbance d’une solution colorée :

L’absorbance correspond directement au nombre d’onde utilisé en spectroscopie infrarouge.
L’absorbance caractérise l’atténuation lumineuse provoquée par une solution colorée.
L’absorbance traduit la lumière absorbée par une solution à une longueur d’onde donnée.
L’absorbance peut être étudiée pour caractériser l’interaction lumière-matière.
L’absorbance mesure la lumière transmise par une solution dans le domaine infrarouge.

L’absorbance caractérise l’atténuation lumineuse provoquée par une solution colorée. · L’absorbance traduit la lumière absorbée par une solution à une longueur d’onde donnée. · L’absorbance peut être étudiée pour caractériser l’interaction lumière-matière.

Explication

L’absorbance traduit l’absorption lumineuse par une solution colorée et caractérise l’atténuation du faisceau incident. Elle ne correspond pas à la lumière transmise en infrarouge ni au nombre d’onde, qui concernent la transmittance et le spectre IR.

13. Parmi les propositions suivantes concernant le domaine visible, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Une couleur observée est complémentaire de la couleur absorbée.
Le domaine visible s’étend approximativement de 400 à 800 nm.
La couleur observée correspond à la couleur principalement absorbée par l’espèce.
La complémentarité des couleurs permet de relier absorption et perception visuelle.
La lumière visible possède des longueurs d’onde comprises entre 400 et 800 nm.

Une couleur observée est complémentaire de la couleur absorbée. · Le domaine visible s’étend approximativement de 400 à 800 nm. · La complémentarité des couleurs permet de relier absorption et perception visuelle. · La lumière visible possède des longueurs d’onde comprises entre 400 et 800 nm.

Explication

Le visible couvre approximativement 400 à 800 nm, et la couleur perçue est complémentaire de celle absorbée. La couleur observée ne correspond donc pas à la couleur principalement absorbée.

14. Un dosage spectrophotométrique d’une solution colorée repose sur :

L’utilisation d’une courbe d’étalonnage préparée avec des solutions étalons.
Une mesure de l’absorbance à la longueur d’onde d’absorption maximale.
La comparaison de l’absorbance mesurée avec celles de concentrations connues.
La détermination de la concentration à partir de la transmittance infrarouge.
L’identification des groupes caractéristiques grâce à un spectre infrarouge.

L’utilisation d’une courbe d’étalonnage préparée avec des solutions étalons. · Une mesure de l’absorbance à la longueur d’onde d’absorption maximale. · La comparaison de l’absorbance mesurée avec celles de concentrations connues.

Explication

Le dosage spectrophotométrique mesure l’absorbance à λmax et l’exploite avec une courbe d’étalonnage obtenue à partir de solutions étalons. L’identification des groupes caractéristiques et la transmittance IR relèvent de la spectroscopie infrarouge.

15. Concernant la représentation d’un spectre infrarouge, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

La spectroscopie IR détermine directement la concentration par étalonnage.
Le spectre IR représente généralement la transmittance en fonction du nombre d’onde.
Le spectre IR renseigne sur les liaisons et groupes caractéristiques moléculaires.
Le spectre IR représente l’absorbance en fonction de la longueur d’onde.
Le nombre d’onde utilisé en spectroscopie IR s’exprime en cm−1.

Le spectre IR représente généralement la transmittance en fonction du nombre d’onde. · Le spectre IR renseigne sur les liaisons et groupes caractéristiques moléculaires. · Le nombre d’onde utilisé en spectroscopie IR s’exprime en cm−1.

Explication

Un spectre infrarouge représente la transmittance, en pourcentage, selon le nombre d’onde exprimé en cm−1. Il renseigne sur les liaisons et groupes caractéristiques, tandis que le dosage par étalonnage appartient à la spectrophotométrie UV-visible.

16. À propos de la conductance électrique d’une solution :

La conductance correspond au produit de la conductivité par la constante de cellule.
La conductance est le rapport entre l’intensité du courant et la tension.
La conductance décrit le passage du courant entre les bornes de la cellule.
La conductance prend en compte la géométrie de la cellule comme la conductivité.
La conductance s’exprime en siemens par mètre dans le système international.

La conductance est le rapport entre l’intensité du courant et la tension. · La conductance décrit le passage du courant entre les bornes de la cellule.

Explication

La conductance est définie par le rapport G=I/UG=I/U et décrit le courant traversant la cellule. La géométrie intervient dans la conductivité, et les unités ainsi que la relation avec la constante de cellule proposées ici ne correspondent pas à la définition de la conductance.

17. Concernant la relation entre intensité, tension et conductance, quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?

Pour une tension donnée, une intensité plus grande correspond à une conductance plus faible.
La conductance est le quotient de l’intensité par la tension.
La conductance s’exprime en siemens par mètre.
La conductance s’exprime en siemens.
La conductance vérifie G=IUG=\frac{I}{U}.

La conductance est le quotient de l’intensité par la tension. · La conductance s’exprime en siemens. · La conductance vérifie $$G=\frac{I}{U}$$.

Explication

La conductance suit la relation G=IUG=\frac{I}{U} et son unité est le siemens. À tension fixée, une intensité plus grande augmente la conductance, et le siemens par mètre est l’unité de la conductivité.

18. La loi de Kohlrausch permet d’écrire la conductivité d’une solution comme :

Une somme des concentrations ioniques divisées par leurs conductivités molaires.
Une somme des produits des conductivités molaires ioniques par les concentrations correspondantes.
Une relation fondée sur les seules concentrations des molécules non ionisées.
Une contribution de chaque ion à la conductivité totale de la solution.
Une relation de la forme σ=∑iλi[Xi]\sigma=\sum_i\lambda_i[X_i].

Une somme des produits des conductivités molaires ioniques par les concentrations correspondantes. · Une contribution de chaque ion à la conductivité totale de la solution. · Une relation de la forme $$\sigma=\sum_i\lambda_i[X_i]$$.

Explication

La loi de Kohlrausch écrit σ=∑iλi[Xi]\sigma=\sum_i\lambda_i[X_i] : chaque ion contribue selon sa concentration et sa conductivité molaire ionique. Elle ne repose ni sur une division des concentrations ni sur les seules espèces moléculaires non ionisées.

19. Concernant le domaine de validité de la loi de Kohlrausch :

La concentration doit rester inférieure à 10 mol⋅m−310\ \mathrm{mol\cdot m^{-3}}.
La loi est réservée aux concentrations exprimées en mol⋅m−3\mathrm{mol\cdot m^{-3}}.
Elle est valable pour des concentrations inférieures à 1,0×10−2 mol⋅L−11,0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.
Elle s’applique aux solutions dont la concentration dépasse 1,0×10−1 mol⋅L−11,0\times10^{-1}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.
La limite correspond à 10 mol⋅m−310\ \mathrm{mol\cdot m^{-3}}.

La concentration doit rester inférieure à $$10\ \mathrm{mol\cdot m^{-3}}$$. · Elle est valable pour des concentrations inférieures à $$1,0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$$. · La limite correspond à $$10\ \mathrm{mol\cdot m^{-3}}$$.

Explication

La loi de Kohlrausch est valable pour des concentrations inférieures à 1,0×10−2 mol⋅L−11,0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}, soit 10 mol⋅m−310\ \mathrm{mol\cdot m^{-3}}. Elle ne concerne pas les concentrations supérieures à 1,0×10−1 mol⋅L−11,0\times10^{-1}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et peut être formulée avec les unités adaptées, sans être réservée à une seule unité.

20. Concernant le modèle du gaz parfait, la(les)quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?

La taille des entités est négligeable devant la distance qui les sépare.
Un gaz parfait constitue une idéalisation du comportement des entités gazeuses.
Les interactions entre entités sont prises en compte comme dans un gaz réel.
Les interactions entre les entités sont considérées comme négligeables.
Le modèle suppose des entités dont la taille domine la distance entre elles.

La taille des entités est négligeable devant la distance qui les sépare. · Un gaz parfait constitue une idéalisation du comportement des entités gazeuses. · Les interactions entre les entités sont considérées comme négligeables.

Explication

Un gaz parfait est modélisé par des entités de taille négligeable devant leur distance et par des interactions négligeables. Il s’agit d’une idéalisation ; la taille dominante et les interactions importantes correspondent à une description différente.

21. Pour appliquer l’équation d’état d’un gaz parfait, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

La pression p s’exprime en pascals et le volume V en mètres cubes.
La température thermodynamique T s’exprime en kelvins.
L’équation d’état s’écrit pV=nRTpV=nRT.
La constante des gaz parfaits vaut 8,314 J⋅mol−1⋅K−18,314\ \mathrm{J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}} dans toute écriture.
La température doit être exprimée en degrés Celsius dans cette équation.

La pression p s’exprime en pascals et le volume V en mètres cubes. · La température thermodynamique T s’exprime en kelvins. · L’équation d’état s’écrit $$pV=nRT$$.

Explication

L’équation d’état est pV=nRTpV=nRT, avec p en pascals, V en mètres cubes et T en kelvins. La température ne se donne pas en degrés Celsius ; avec ces unités, R s’écrit 8,314 Pa⋅m3⋅mol−1⋅K−18,314\ \mathrm{Pa\cdot m^3\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}, expression équivalente à 8,314 J⋅mol−1⋅K−18,314\ \mathrm{J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}} mais pas une valeur imposée à toute écriture.

22. Un gaz peut être assimilé à un gaz parfait lorsque :

La taille de ses entités est comparable à la distance qui les sépare.
Sa pression est inférieure à 5×105 Pa5\times10^5\ \mathrm{Pa}.
Les faibles pressions favorisent l’approximation par le modèle du gaz parfait.
L’approximation du gaz parfait devient pertinente principalement aux fortes pressions.
L’équation d’état du gaz parfait est valable sous la limite de pression indiquée.

Sa pression est inférieure à $$5\times10^5\ \mathrm{Pa}$$. · Les faibles pressions favorisent l’approximation par le modèle du gaz parfait. · L’équation d’état du gaz parfait est valable sous la limite de pression indiquée.

Explication

L’équation d’état du gaz parfait est valable pour des pressions inférieures à 5×105 Pa5\times10^5\ \mathrm{Pa}, et les faibles pressions favorisent cette approximation. Un gaz parfait est aussi modélisé par des entités dont la taille est négligeable devant la distance qui les sépare. Les fortes pressions ne constituent donc pas la condition indiquée, et une taille d’entités comparable à leur distance de séparation ne correspond pas au modèle du gaz parfait.

23. Concernant la loi de Beer-Lambert, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elle relie l’absorbance d’une solution colorée à sa concentration.
Elle relie la conductivité aux concentrations ioniques d’une solution électrolytique.
Elle est indiquée comme valable pour C<1⋅10−2 mol⋅L−1C<1\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.
Elle fait intervenir l’absorbance, la longueur du trajet optique et la concentration.
Elle s’écrit A=k⋅l⋅CA=k\cdot l\cdot C pour une solution colorée.

Elle relie l’absorbance d’une solution colorée à sa concentration. · Elle est indiquée comme valable pour $$C<1\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$$. · Elle fait intervenir l’absorbance, la longueur du trajet optique et la concentration. · Elle s’écrit $$A=k\cdot l\cdot C$$ pour une solution colorée.

Explication

La loi de Beer-Lambert relie l’absorbance à la concentration et s’écrit A=k⋅l⋅CA=k\cdot l\cdot C. Elle est indiquée comme valable pour C<1⋅10−2 mol⋅L−1C<1\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} et fait intervenir le trajet optique. La conductivité et les concentrations ioniques relèvent de la loi de Kohlrausch, non de Beer-Lambert.

24. Parmi les propositions suivantes concernant la conductivité électrolytique, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Elle est décrite par l’équation d’état pV=nRTpV=nRT pour une solution électrolytique.
Elle s’exprime comme une somme des contributions des différentes espèces ioniques.
Elle peut suivre la relation σ=k⋅C\sigma=k\cdot C pour une concentration suffisamment faible.
Elle caractérise l’absorbance d’une solution colorée en fonction de sa concentration.
Elle dépend de la longueur du trajet optique selon la relation A=k⋅l⋅CA=k\cdot l\cdot C.

Elle s’exprime comme une somme des contributions des différentes espèces ioniques. · Elle peut suivre la relation $$\sigma=k\cdot C$$ pour une concentration suffisamment faible.

Explication

La conductivité électrolytique suit σ=∑iλi[Xi]\sigma=\sum_i\lambda_i[X_i] et peut être proportionnelle à la concentration selon σ=k⋅C\sigma=k\cdot C lorsque C<1⋅10−2 mol⋅L−1C<1\cdot10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}. L’absorbance des solutions colorées relève de Beer-Lambert, tandis que pV=nRTpV=nRT décrit un échantillon gazeux.

25. Un échantillon gazeux est étudié dans le domaine de validité indiqué pour son équation d’état. Quelles sont les réponses exactes au sujet de cette relation ?

L’équation applicable à l’échantillon s’écrit pV=nRTpV=nRT.
Le domaine de validité indiqué impose une pression inférieure à 5⋅105 Pa5\cdot10^{5}\ \mathrm{Pa}.
La pression doit être supérieure à 5⋅105 Pa5\cdot10^{5}\ \mathrm{Pa} pour utiliser cette équation.
La relation applicable à l’échantillon s’écrit A=k⋅l⋅CA=k\cdot l\cdot C.
La pression, le volume, la quantité de matière et la température sont reliés.

L’équation applicable à l’échantillon s’écrit $$pV=nRT$$. · Le domaine de validité indiqué impose une pression inférieure à $$5\cdot10^{5}\ \mathrm{Pa}$$. · La pression, le volume, la quantité de matière et la température sont reliés.

Explication

Pour un échantillon gazeux, l’équation d’état relie pression, volume, quantité de matière et température par pV=nRTpV=nRT. Le domaine indiqué est p<5⋅105 Pap<5\cdot10^{5}\ \mathrm{Pa}. La relation A=k⋅l⋅CA=k\cdot l\cdot C concerne une solution colorée, et une pression supérieure ne respecte pas le domaine donné.

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Qu'est-ce qu'une réaction acido-basique ?

Un échange de proton H+ entre deux espèces chimiques.

Quelle est l'équation chimique entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac ?

CH3COOH(aq) + NH3(aq) ⇌ CH3COO−(aq) + NH4+(aq).

Quel rôle joue l'acide éthanoïque dans la réaction avec l'ammoniac ?

Il cède un proton H+.

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