QCM : Bases de chimie et stœchiométrie (23 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Que représente une mole en chimie ?

Une quantité de matière correspondant à un seul type d’atome
Un volume de matière contenant un litre d’entités chimiques
Une masse de matière égale à la masse molaire exprimée en grammes
Une quantité de matière contenant autant d’entités que la constante d’Avogadro

Une quantité de matière contenant autant d’entités que la constante d’Avogadro

Explication

La mole est définie comme une quantité de matière contenant un nombre d’entités égal à la constante d’Avogadro. La masse molaire exprimée en grammes est liée à une mole, mais ne définit pas ce qu’elle représente.

2. Où trouve-t-on la masse molaire atomique d’un élément et dans quelle unité s’exprime-t-elle ?

Dans une table des volumes, en kilogrammes par litre
Dans le tableau périodique, en grammes par mole
Dans une table des densités, en grammes par centimètre cube
Dans le tableau périodique, en moles par gramme

Dans le tableau périodique, en grammes par mole

Explication

La masse molaire atomique se lit dans le tableau périodique et s’exprime en g·mol⁻¹. Les grammes par centimètre cube correspondent à une masse volumique, et non à une masse molaire.

3. Un échantillon contient 0,50 mol0{,}50\,\text{mol} d’une substance dont la masse molaire est 18 g⋅mol−118\,\text{g·mol}^{-1} ; quelle relation permet de déterminer sa masse ?

m=nMm=\frac{n}{M}, ce qui donne une masse de 0,028 g0{,}028\,\text{g}
m=Mnm=\frac{M}{n}, ce qui donne une masse de 36 g36\,\text{g}
m=nMm=nM, ce qui donne une masse de 9 g9\,\text{g}
m=n+Mm=n+M, ce qui donne une masse de 18,5 g18{,}5\,\text{g}

$$m=nM$$, ce qui donne une masse de $$9\,\text{g}$$

Explication

La masse, la quantité de matière et la masse molaire sont liées par m=nMm=nM, d’où 0,50×18=9 g0{,}50\times18=9\,\text{g}. Diviser la quantité de matière par la masse molaire ne respecte pas cette relation et ne donne pas la masse recherchée.

4. Comment calcule-t-on le nombre d’entités dans un échantillon contenant une quantité de matière nn ?

En multipliant nn par la constante d’Avogadro
En multipliant la masse molaire par nn
En divisant la constante d’Avogadro par nn
En ajoutant nn à la constante d’Avogadro

En multipliant $$n$$ par la constante d’Avogadro

Explication

Le nombre d’entités est donné par N=nNAN=nN_A. La masse molaire multipliée par la quantité de matière permet plutôt de déterminer la masse de l’échantillon.

5. Comment détermine-t-on la masse molaire moléculaire d’un composé à partir de sa formule chimique ?

En additionnant les masses molaires atomiques, chacune multipliée par le nombre correspondant d’atomes
En additionnant les nombres d’atomes, puis en divisant par la masse molaire du composé
En prenant la masse molaire de l’élément qui apparaît le plus souvent dans la formule
En multipliant les masses molaires atomiques entre elles, sans tenir compte des indices

En additionnant les masses molaires atomiques, chacune multipliée par le nombre correspondant d’atomes

Explication

La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires atomiques pondérées par les nombres d’atomes indiqués dans la formule. Additionner les nombres d’atomes sans leurs masses ne tient pas compte de la contribution de chaque élément.

6. Un liquide a une masse de 24 g24\,\text{g} et occupe un volume de 30 cm330\,\text{cm}^3 ; quelle relation permet d’obtenir sa masse volumique ?

ρ=m+V\rho=m+V, soit 54 g⋅cm−354\,\text{g·cm}^{-3}
ρ=mV\rho=mV, soit 720 g⋅cm−3720\,\text{g·cm}^{-3}
ρ=mV\rho=\frac{m}{V}, soit 0,8 g⋅cm−30{,}8\,\text{g·cm}^{-3}
ρ=Vm\rho=\frac{V}{m}, soit 1,25 g⋅cm−31{,}25\,\text{g·cm}^{-3}

$$\rho=\frac{m}{V}$$, soit $$0{,}8\,\text{g·cm}^{-3}$$

Explication

La masse volumique est le rapport de la masse au volume, soit ρ=mV\rho=\frac{m}{V} ; ici, elle vaut 2430=0,8 g⋅cm−3\frac{24}{30}=0{,}8\,\text{g·cm}^{-3}. Le rapport inverse donne le volume par unité de masse, pas la masse volumique.

7. Une solution contient 0,30 mol0{,}30\,\text{mol} de soluté dans un volume de 0,60 L0{,}60\,\text{L} ; quelle est sa concentration molaire ?

c=nV=0,18 mol⋅L−1c=nV=0{,}18\,\text{mol·L}^{-1}
c=nV=0,50 mol⋅L−1c=\frac{n}{V}=0{,}50\,\text{mol·L}^{-1}
c=Vn=2,0 mol⋅L−1c=\frac{V}{n}=2{,}0\,\text{mol·L}^{-1}
c=n+V=0,90 mol⋅L−1c=n+V=0{,}90\,\text{mol·L}^{-1}

$$c=\frac{n}{V}=0{,}50\,\text{mol·L}^{-1}$$

Explication

La concentration molaire est la quantité de matière de soluté divisée par le volume de solution, donc c=0,300,60=0,50 mol⋅L−1c=\frac{0{,}30}{0{,}60}=0{,}50\,\text{mol·L}^{-1}. Le rapport inverse ne correspond pas à la définition de la concentration molaire.

8. Lorsqu’on dilue une solution, quelle grandeur reste conservée pour le soluté prélevé, alors que la concentration diminue ?

Sa masse volumique, selon ρ1=ρ2\rho_1=\rho_2
Sa quantité de matière, selon c1V1=c2V2c_1V_1=c_2V_2
Sa concentration, selon c1=c2c_1=c_2
Son volume, selon V1=V2V_1=V_2

Sa quantité de matière, selon $$c_1V_1=c_2V_2$$

Explication

La dilution conserve la quantité de soluté prélevée, ce qui s’exprime par c1V1=c2V2c_1V_1=c_2V_2 ; l’ajout de solvant diminue la concentration. Confondre la quantité de soluté et la concentration conduit à croire, à tort, que cette dernière est conservée.

9. Quel enchaînement convient pour préparer une solution à partir d’un solide dans une fiole jaugée ?

Mesurer le volume final, compléter avec le solide, puis peser la solution obtenue
Peser le solide, compléter immédiatement au volume, puis calculer la masse nécessaire
Calculer la masse nécessaire, peser le solide, le dissoudre dans l’eau, puis compléter au volume
Dissoudre le solide dans le volume final d’eau, puis le peser avant de compléter

Calculer la masse nécessaire, peser le solide, le dissoudre dans l’eau, puis compléter au volume

Explication

La préparation commence par le calcul de la masse nécessaire, puis le solide est pesé et dissous avant que la solution soit complétée au volume dans une fiole jaugée. Compléter au volume avant de dissoudre ne suit pas l’ordre requis pour obtenir la solution préparée.

10. Lorsqu’un solide ionique se dissout dans l’eau, comment les ions qui le constituent sont-ils produits ?

Dans les proportions indiquées par la formule du solide.
Dans des proportions fixées par le volume d’eau utilisé.
En proportions déterminées par la température de la solution.
En proportions égales, quelle que soit la formule du solide.

Dans les proportions indiquées par la formule du solide.

Explication

La formule du solide ionique indique les proportions dans lesquelles ses ions sont libérés lors de la dissolution. Le volume d’eau peut modifier les concentrations obtenues, mais ne change pas ces proportions ioniques.

11. Quelle distinction faut-il faire entre la concentration en soluté apporté et la concentration effective dans une solution ionique ?

La première concerne le volume du solvant utilisé, tandis que la seconde décrit la quantité de solide non dissoute.
La première concerne le composé dissous par volume de solution, tandis que la seconde concerne chaque ion par volume de solution.
La première concerne chaque ion par volume de solution, tandis que la seconde concerne le composé dissous par volume de solution.
La première mesure la masse du composé dans le solvant, tandis que la seconde mesure le volume total des ions.

La première concerne le composé dissous par volume de solution, tandis que la seconde concerne chaque ion par volume de solution.

Explication

La concentration en soluté apporté rapporte la quantité du composé dissous au volume de solution, alors que la concentration effective rapporte celle de chaque ion à ce volume. Inverser ces deux définitions confond le composé initial avec les ions présents après dissolution.

12. Quelles grandeurs doivent être conservées lorsqu’une équation chimique est équilibrée ?

Le nombre de réactifs et de produits ainsi que leur état physique.
Le nombre de molécules de chaque espèce et le volume total entre réactifs et produits.
La masse de chaque espèce et la température entre réactifs et produits.
Le nombre d’atomes de chaque élément et la charge électrique entre réactifs et produits.

Le nombre d’atomes de chaque élément et la charge électrique entre réactifs et produits.

Explication

L’équilibrage garantit la conservation du nombre d’atomes de chaque élément et de la charge électrique entre les deux côtés de l’équation. Le nombre de molécules peut changer au cours de la réaction et n’est pas la grandeur conservée.

13. Dans l’équation ionique de la réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique, quel rôle jouent les ions chlorure ?

Ce sont des ions spectateurs qui ne figurent pas dans l’équation ionique de la transformation.
Ce sont des réactifs qui s’associent au magnésium pour former le produit principal.
Ce sont des ions qui équilibrent la charge en étant consommés pendant la transformation.
Ce sont des produits qui se forment lorsque les ions oxonium réagissent avec le magnésium.

Ce sont des ions spectateurs qui ne figurent pas dans l’équation ionique de la transformation.

Explication

Les ions chlorure sont spectateurs : ils ne participent pas à la transformation et sont omis de son équation ionique. Les réactifs de la transformation sont le magnésium et les ions oxonium, et non les ions chlorure.

14. Que permet de suivre un tableau d’avancement au cours d’une réaction chimique ?

Les quantités de matière des réactifs et des produits en fonction de l’avancement.
Les masses des réactifs et des produits en fonction du volume de solution.
Les vitesses de formation des produits en fonction de la durée de réaction.
Les concentrations de toutes les espèces en fonction de la température.

Les quantités de matière des réactifs et des produits en fonction de l’avancement.

Explication

Un tableau d’avancement décrit l’évolution des quantités de matière des réactifs et des produits selon l’avancement de la réaction. Il ne donne pas, par définition, les concentrations en fonction de la température ni les vitesses en fonction du temps.

15. Dans une réaction, comment reconnaît-on le réactif limitant lorsque l’avancement maximal est atteint ?

C’est le produit dont la quantité de matière augmente le plus rapidement.
C’est le réactif dont la quantité initiale était la plus faible, quel que soit le bilan.
C’est le réactif qui reste en plus grande quantité à l’avancement maximal.
C’est le premier réactif entièrement consommé à l’avancement maximal.

C’est le premier réactif entièrement consommé à l’avancement maximal.

Explication

L’avancement maximal est atteint lorsque le premier réactif est entièrement consommé, et ce réactif est le limitant. Le réactif qui demeure après la transformation est en excès, et sa quantité initiale seule ne suffit pas à déterminer le réactif limitant.

16. Quelle démarche permet de calculer les masses de réactifs nécessaires à une synthèse à partir de son équation chimique ?

Calculer les masses molaires, choisir les réactifs en excès, puis ajuster les coefficients selon les masses disponibles.
Équilibrer l’équation, relier les quantités de matière aux coefficients stœchiométriques, puis convertir les quantités en masses.
Convertir les masses en volumes, équilibrer l’équation, puis comparer les volumes aux coefficients stœchiométriques.
Relier les volumes aux coefficients stœchiométriques, convertir en quantités de matière, puis équilibrer l’équation.

Équilibrer l’équation, relier les quantités de matière aux coefficients stœchiométriques, puis convertir les quantités en masses.

Explication

L’équation équilibrée donne les rapports entre quantités de matière, qui permettent de calculer les quantités nécessaires avant leur conversion en masses. Calculer d’abord des volumes ne remplace pas cette démarche stœchiométrique.

17. Pour estimer la quantité de matériau obtenue sous forme d’une pastille cylindrique, quelle expression donne son volume si son diamètre est dd et sa hauteur est hh ?

V=2π(d2)hV=2\pi\left(\frac{d}{2}\right)h
V=π3(d2)2hV=\frac{\pi}{3}\left(\frac{d}{2}\right)^2h
V=π(d2)2hV=\pi\left(\frac{d}{2}\right)^2h
V=πd2hV=\pi d^2h

$$V=\pi\left(\frac{d}{2}\right)^2h$$

Explication

Le volume d’un cylindre est l’aire de sa base circulaire, de rayon d/2d/2, multipliée par sa hauteur. L’expression utilisant dd comme rayon surestime l’aire de la base.

18. Quelle relation permet de relier la pression, le volume, la quantité de matière et la température d’un gaz parfait ?

PV=nRTPV=nRT
P=nVRTP=nVRT
PT=nRVPT=nRV
PV=RnTPV=\frac{R}{nT}

$$PV=nRT$$

Explication

Pour un gaz parfait, la pression multipliée par le volume est égale au produit de la quantité de matière, de la constante des gaz parfaits et de la température. L’expression qui place la quantité de matière au dénominateur ne respecte pas cette relation.

19. Dans les conditions indiquées pour une expérience sur le magnésium, quel volume de gaz correspond à la production de 0,50 mol0{,}50\ \mathrm{mol} ?

0,0224 L0{,}0224\ \mathrm{L}
44,8 L44{,}8\ \mathrm{L}
11,2 L11{,}2\ \mathrm{L}
22,4 L22{,}4\ \mathrm{L}

$$11{,}2\ \mathrm{L}$$

Explication

Le volume se calcule en multipliant la quantité de matière par le volume molaire : 0,50×22,4=11,2 L0{,}50\times22{,}4=11{,}2\ \mathrm{L}. Une quantité de 1 mol1\ \mathrm{mol}, et non de 0,50 mol0{,}50\ \mathrm{mol}, correspondrait à 22,4 L22{,}4\ \mathrm{L}.

20. Quelle composition massique correspond à la poudre noire standard ?

75 % de nitrate de potassium, 10 % de charbon de bois tendre et 15 % de soufre.
75 % de charbon de bois tendre, 15 % de nitrate de potassium et 10 % de soufre.
75 % de nitrate de potassium, 15 % de charbon de bois tendre et 10 % de soufre.
75 % de soufre, 15 % de charbon de bois tendre et 10 % de nitrate de potassium.

75 % de nitrate de potassium, 15 % de charbon de bois tendre et 10 % de soufre.

Explication

La composition standard indiquée associe 75 % de nitrate de potassium, 15 % de charbon de bois tendre et 10 % de soufre. Une composition qui attribue 75 % au charbon inverse la proportion majoritaire.

21. Pour identifier le réactif limitant lors de la combustion de la poudre noire, quelle démarche faut-il appliquer ?

Comparer les quantités initiales de KNO3\mathrm{KNO_3}, C\mathrm{C} et S\mathrm{S} aux proportions de l’équation équilibrée.
Comparer les volumes occupés par les réactifs aux coefficients de l’équation équilibrée.
Repérer le réactif ayant la plus petite quantité initiale, indépendamment des proportions de réaction.
Comparer les masses initiales des trois réactifs sans tenir compte des coefficients de l’équation.

Comparer les quantités initiales de $$\mathrm{KNO_3}$$, $$\mathrm{C}$$ et $$\mathrm{S}$$ aux proportions de l’équation équilibrée.

Explication

Le réactif limitant se détermine en comparant les quantités initiales de chaque espèce aux proportions imposées par l’équation équilibrée. La plus petite quantité initiale ne suffit pas à elle seule, car les coefficients stœchiométriques peuvent différer.

22. Lorsqu’on mélange des ions argent et des ions chlorure en solution, quel produit se forme lors de la précipitation ?

Du nitrate d’argent solide
Du chlore gazeux
Du chlorure d’argent solide
Du chlorure de sodium solide

Du chlorure d’argent solide

Explication

Les ions argent réagissent avec les ions chlorure pour former un précipité de chlorure d’argent solide. Le nitrate d’argent est un composé soluble qui ne correspond pas au produit de cette réaction.

23. Dans une solution électriquement neutre, quelle relation relie les concentrations ioniques et leurs charges ?

La somme des concentrations ioniques positives égale la concentration de chaque ion négatif.
La somme des concentrations de tous les ions est nulle.
La somme des produits des charges par les concentrations ioniques est nulle.
La somme des charges des ions positifs est supérieure à celle des ions négatifs.

La somme des produits des charges par les concentrations ioniques est nulle.

Explication

La neutralité électrique impose que la somme algébrique des charges pondérées par les concentrations soit nulle, soit ∑izi[i]=0\sum_i z_i[i]=0. L’égalité des concentrations positives et négatives n’est pas requise, car les ions peuvent porter des charges de valeurs différentes.

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Qu’est-ce qu’une mole ?

Une quantité de matière contenant le nombre d’entités égal à la constante d’Avogadro.

Où lit-on la masse molaire atomique d’un élément ?

Dans le tableau périodique.

Quelle est l’unité de la masse molaire atomique ?

Le g·mol⁻¹.

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