QCM : Bases de géochimie (36 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Pourquoi la molécule d’eau possède-t-elle un dipôle électrique permanent ?

Les noyaux et les électrons sont répartis symétriquement autour d’un axe.
Les barycentres des charges positives et du nuage électronique ne coïncident pas.
Les barycentres coïncident, mais la molécule porte une charge nette.
Les liaisons hydrogène entre molécules créent un dipôle dans chaque molécule.

Les barycentres des charges positives et du nuage électronique ne coïncident pas.

Explication

Le dipôle permanent résulte du décalage entre le barycentre des charges positives des noyaux et celui du nuage électronique. Une charge nette ou les liaisons entre molécules ne sont pas à l’origine de ce décalage.

2. En comparant l’eau à H₂S, H₂Se et H₂Te, quel effet les liaisons hydrogène entre molécules d’eau ont-elles sur ses températures caractéristiques ?

Elles augmentent sa température d’ébullition, mais pas ses autres températures caractéristiques.
Elles expliquent ses températures élevées par sa masse moléculaire supérieure.
Elles rendent ses températures de fusion, d’ébullition et critique beaucoup plus basses.
Elles rendent ses températures de fusion, d’ébullition et critique beaucoup plus élevées.

Elles rendent ses températures de fusion, d’ébullition et critique beaucoup plus élevées.

Explication

Les liaisons hydrogène entre molécules d’eau élèvent fortement ses températures de fusion, d’ébullition et critique par rapport à celles des autres chalcogénures cités. La comparaison ne repose pas sur une masse moléculaire supérieure, et l’effet ne concerne pas uniquement l’ébullition.

3. Une fiche indique les températures et pressions caractéristiques de l’eau. Quelle valeur faut-il inscrire comme pression critique ?

100 ∘C100\,^{\circ}\text{C}
220 bar220\,\text{bar}
373,91 ∘C373{,}91\,^{\circ}\text{C}
0 ∘C0\,^{\circ}\text{C}

$$220\,\text{bar}$$

Explication

La pression critique de l’eau est de 220 bar220\,\text{bar}; sa température critique est de 373,91 ∘C373{,}91\,^{\circ}\text{C}. Les valeurs de 100 ∘C100\,^{\circ}\text{C} et 0 ∘C0\,^{\circ}\text{C} correspondent respectivement à l’ébullition et à la fusion à la pression indiquée.

4. Un mélange eau-éthanol est totalement miscible, tandis qu’un autre système contient de l’eau majoritaire et une faible quantité de soluté dissous. Comment qualifier ces deux systèmes, dans cet ordre ?

Deux mélanges totalement miscibles, car ils contiennent un liquide.
Un mélange totalement miscible, puis une solution aqueuse.
Deux solutions aqueuses, car l’eau est présente dans les deux.
Une solution aqueuse, puis un mélange totalement miscible.

Un mélange totalement miscible, puis une solution aqueuse.

Explication

Un système eau-éthanol totalement miscible est un mélange dont la miscibilité mutuelle est totale. Une solution aqueuse a l’eau comme constituant majoritaire et contient une quantité limitée de soluté; la présence d’eau seule ne suffit donc pas à classer les deux systèmes de la même façon.

5. Lorsqu’un soluté ionique se dissout dans l’eau, quelle propriété de l’eau favorise la solvatation des ions et quel est le caractère thermique de ce processus ?

Son moment dipolaire élevé favorise une solvatation exothermique.
Son faible moment dipolaire favorise une solvatation exothermique.
Ses liaisons hydrogène favorisent une solvatation endothermique.
Sa permittivité élevée favorise une solvatation sans échange thermique.

Son moment dipolaire élevé favorise une solvatation exothermique.

Explication

Le moment dipolaire élevé de l’eau lui permet de solvater exothermiquement les ions des solutés ioniques, ce qui contribue à son excellent pouvoir solvant. Les liaisons hydrogène sont notamment associées à la dissolution de certains composés covalents, tandis que la solvatation ionique est ici reliée au moment dipolaire.

6. Deux solutés covalents sont proposés : l’un contient des groupes –OH ou –NH, l’autre est un hydrocarbure. Lequel les liaisons hydrogène de l’eau favorisent-elles à dissoudre ?

L’hydrocarbure dépourvu de ces groupes.
Les deux composés dans la même mesure.
Le composé portant des groupes –OH ou –NH.
Aucun des deux composés covalents.

Le composé portant des groupes –OH ou –NH.

Explication

Les liaisons hydrogène favorisent la dissolution des composés covalents portant des groupes –OH ou –NH, comme les alcools et les amines, mais pas celle des hydrocarbures. Le piège consiste à inverser ces deux catégories ou à confondre cette propriété avec la solvatation des ions.

7. Dans une cuve contenant beaucoup de NaCl solide, la concentration de Na⁺ augmente puis cesse de varier. Que se passe-t-il alors à l’échelle microscopique ?

La dissolution et la précipitation ont la même vitesse.
La dissolution et la précipitation ont toutes deux cessé.
La précipitation se poursuit plus vite que la dissolution.
La dissolution se poursuit plus vite que la précipitation.

La dissolution et la précipitation ont la même vitesse.

Explication

Au palier, l’équilibre est dynamique : les ions continuent à se dissoudre et à précipiter à des vitesses égales. Une concentration stable ne signifie donc ni que les processus se sont arrêtés ni qu’ils ont des vitesses différentes.

8. Quelle équation représente l’équilibre de dissolution du chlorure de sodium dans l’eau ?

NaCl(s)→Na+(aq)+Cl−(aq)\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}
NaCl(s)⇌Na−(aq)+Cl+(aq)\mathrm{NaCl(s) \rightleftharpoons Na^-(aq) + Cl^+(aq)}
NaCl(s)⇌Na+(aq)+Cl−(aq)\mathrm{NaCl(s) \rightleftharpoons Na^+(aq) + Cl^-(aq)}
NaCl(s)⇌Na+(aq)+Cl+(aq)\mathrm{NaCl(s) \rightleftharpoons Na^+(aq) + Cl^+(aq)}

$$\mathrm{NaCl(s) \rightleftharpoons Na^+(aq) + Cl^-(aq)}$$

Explication

Le chlorure de sodium solide se dissocie en ions sodium et chlorure, et la double flèche indique que dissolution et précipitation sont réversibles. Des ions de même charge ou une flèche à sens unique ne représentent pas cet équilibre.

9. Dans une solution à l’équilibre avec de la halite, on augmente la concentration de Na⁺. Selon le principe de Le Chatelier, dans quel sens le système évolue-t-il ?

Sans déplacement, car la concentration ajoutée reste sans effet.
Vers la précipitation de NaCl, qui consomme des ions Na⁺.
Vers la dissolution de NaCl, qui libère davantage d’ions Na⁺.
Vers la formation d’ions chlorure sans consommation de Na⁺.

Vers la précipitation de NaCl, qui consomme des ions Na⁺.

Explication

Le système évolue dans le sens opposé à la perturbation : la précipitation de NaCl consomme une partie de l’excès de Na⁺. Une dissolution supplémentaire renforcerait cet excès au lieu de le compenser.

10. Une équipe veut mesurer la solubilité d’un composé dans l’eau. À quel état doit-elle effectuer la mesure ?

Dans une solution diluée pendant la dissolution initiale.
Dans une solution où la précipitation est plus rapide que la dissolution.
Dans une solution saturée à l’équilibre.
Dans une solution saturée avant le début de la dissolution.

Dans une solution saturée à l’équilibre.

Explication

La solubilité est la quantité de composé dissoute dans une solution saturée et se mesure donc à l’équilibre. Une vitesse initiale ou un état où les processus ne sont pas équilibrés ne donne pas cette quantité à l’équilibre.

11. Pour la réaction A+B⇌C+D\mathrm{A + B \rightleftharpoons C + D} à l’équilibre, quelle expression relie la constante d’équilibre aux constantes de vitesse et aux concentrations ?

K=k2k1=XCXDXAXBK = \frac{k_2}{k_1} = \frac{X_C X_D}{X_A X_B}
K=k1k2=1XAXBK = \frac{k_1}{k_2} = \frac{1}{X_A X_B}
K=k1k2=XAXBXCXDK = \frac{k_1}{k_2} = \frac{X_A X_B}{X_C X_D}
K=k1k2=XCXDXAXBK = \frac{k_1}{k_2} = \frac{X_C X_D}{X_A X_B}

$$K = \frac{k_1}{k_2} = \frac{X_C X_D}{X_A X_B}$$

Explication

À l’équilibre, les vitesses directe et inverse sont égales, ce qui donne le rapport des constantes de vitesse et le quotient des concentrations des produits sur celles des réactifs. Inverser l’un de ces rapports ou omettre les produits ne respecte pas cette relation.

12. Pour la réaction équilibrée 2A+B⇌C+3D\mathrm{2A + B \rightleftharpoons C + 3D}, quelle expression correspond à la loi d’action de masse ?

K=XCXD3XA2XBK = \frac{X_C X_D^3}{X_A^2 X_B}
K=XC2XDXA3XBK = \frac{X_C^2 X_D}{X_A^3 X_B}
K=XCXDXAXBK = \frac{X_C X_D}{X_A X_B}
K=XA2XBXCXD3K = \frac{X_A^2 X_B}{X_C X_D^3}

$$K = \frac{X_C X_D^3}{X_A^2 X_B}$$

Explication

Les concentrations des produits figurent au numérateur et sont élevées à leurs coefficients stœchiométriques; celles des réactifs figurent au dénominateur avec les leurs. L’expression correcte donne donc les exposants 1 et 3 pour les produits, et 2 et 1 pour les réactifs.

13. En solution, une espèce a une concentration molaire XiX_i et un coefficient d’activité γi\gamma_i. Quelle relation permet de calculer son activité ?

ai=Xi+γia_i = X_i + \gamma_i
ai=Xiγia_i = \frac{X_i}{\gamma_i}
ai=γiXia_i = \gamma_i X_i
ai=γia_i = \gamma_i

$$a_i = \gamma_i X_i$$

Explication

L’activité tient compte de la concentration molaire corrigée par le coefficient d’activité, selon ai=γiXia_i = \gamma_i X_i. La division, l’omission de la concentration ou l’addition du coefficient ne correspondent pas à cette relation.

14. Selon la définition d’Arrhenius, quelle propriété caractérise un acide en solution ?

Il libère des ions OH⁻.
Il libère des électrons.
Il libère des ions H⁺.
Il consomme des ions H⁺.

Il libère des ions H⁺.

Explication

Dans la définition d’Arrhenius, un acide est un composé qui libère des ions H⁺ en solution. La libération de OH⁻ caractérise une base d’Arrhenius, tandis que la consommation de H⁺ et la libération d’électrons ne correspondent pas à cette définition.

15. Deux solutions de même concentration contiennent respectivement un acide entièrement dissocié et un acide partiellement dissocié. Quelle comparaison décrit correctement leur force acide ?

Ils ont la même force puisqu’ils sont aussi concentrés.
Le second est plus fort car il reste partiellement dissocié.
Le premier est fort et le second est faible.
Le premier est faible et le second est fort.

Le premier est fort et le second est faible.

Explication

Un acide fort est entièrement dissocié, tandis qu’un acide faible ne l’est que partiellement. La concentration identique ne les rend pas de même force; la dissociation partielle ne signifie pas que le second est plus fort.

16. Une solution diluée contient un acide entièrement dissocié, tandis qu’une solution concentrée contient un acide partiellement dissocié. Quelle conclusion distingue correctement force et concentration ?

Le second acide est plus fort parce que sa solution est concentrée.
Le premier acide est faible et le second est fort.
Le premier acide est fort et le second est faible.
Les deux acides ont la même force puisqu’ils sont en solution.

Le premier acide est fort et le second est faible.

Explication

La force d’un acide décrit son degré de dissociation, alors que sa concentration décrit sa quantité en solution. L’acide entièrement dissocié est donc fort et celui qui ne l’est que partiellement est faible, indépendamment de la concentration.

17. Une espèce amphotère est placée dans deux milieux : l’un acide et l’autre basique. Quel comportement est attendu ?

Elle agit comme une base en milieu acide et comme un acide en milieu basique.
Elle agit comme un acide dans les deux milieux.
Elle agit comme un acide en milieu acide et comme une base en milieu basique.
Elle agit comme une base dans les deux milieux.

Elle agit comme une base en milieu acide et comme un acide en milieu basique.

Explication

Une espèce amphotère peut libérer H⁺ ou OH⁻ selon le pH : elle se comporte comme une base en solution acide et comme un acide en solution basique. Garder le même comportement dans les deux milieux ne rend pas compte de cette dépendance au pH.

18. Lorsqu’on décrit la dissociation de l’acide acétique, quelle équation et quelle constante d’équilibre faut-il associer à cette réaction ?

CH3COOH⇌CH3COO−+H+\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+} avec K=1,76×10−5K = 1{,}76 \times 10^{-5}
CH3COO−+H+⇌CH3COOH\mathrm{CH_3COO^- + H^+ \rightleftharpoons CH_3COOH} avec K=1,76×10−5K = 1{,}76 \times 10^{-5}
H2O⇌H++OH−\mathrm{H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-} avec K=1,76×10−5K = 1{,}76 \times 10^{-5}
CH3COOH⇌H++OH−\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons H^+ + OH^-} avec K=10−14K = 10^{-14}

$$\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}$$ avec $$K = 1{,}76 \times 10^{-5}$$

Explication

L’acide acétique se dissocie en ion acétate et ion H⁺, et sa constante vaut 1,76×10−51{,}76 \times 10^{-5}. L’équation inversée place les produits du mauvais côté, tandis que 10−1410^{-14} est la constante de l’équilibre de l’eau.

19. À 25 °C et 1 atm, quelle constante d’équilibre faut-il utiliser pour la dissociation de l’eau, en prenant l’activité de l’eau égale à 1 ?

Kw=1014K_w = 10^{14}
Kw=1,76×10−5K_w = 1{,}76 \times 10^{-5}
Kw=10−14K_w = 10^{-14}
Kw=10−7K_w = 10^{-7}

$$K_w = 10^{-14}$$

Explication

À 25 °C et 1 atm, la constante de dissociation de l’eau est Kw=10−14K_w = 10^{-14} lorsque l’activité de l’eau vaut 1. La valeur 1,76×10−51{,}76 \times 10^{-5} concerne l’acide acétique, et 10−710^{-7} est l’activité de H⁺ dans l’eau pure.

20. Une solution a un pH de 4. Quelle activité en ions H⁺ découle de la définition du pH ?

aH+=10−4a_{H^+} = 10^{-4}
aH+=4×10−1a_{H^+} = 4 \times 10^{-1}
aH+=10−14a_{H^+} = 10^{-14}
aH+=104a_{H^+} = 10^{4}

$$a_{H^+} = 10^{-4}$$

Explication

La définition pH=−log⁡aH+pH = -\log a_{H^+} implique aH+=10−pHa_{H^+} = 10^{-pH}; pour un pH de 4, l’activité vaut donc 10−410^{-4}. L’exposant positif inverse le signe requis, et le pH n’est pas lui-même l’activité.

21. À 25 °C et 1 atm, trois solutions ont respectivement un pH de 7, 8 et 6. Comment les classer ?

La première est basique, la deuxième neutre et la troisième acide.
La première est neutre, la deuxième basique et la troisième acide.
La première est acide, la deuxième basique et la troisième neutre.
La première est neutre, la deuxième acide et la troisième basique.

La première est neutre, la deuxième basique et la troisième acide.

Explication

À 25 °C et 1 atm, l’eau pure a un pH de 7; un pH supérieur à 7 est basique et un pH inférieur à 7 est acide. Ainsi, les pH 7, 8 et 6 correspondent respectivement aux catégories neutre, basique et acide.

22. À 200 °C, une eau pure à la pression de vapeur saturante présente un pH de 5,64. Comment faut-il interpréter ce pH ?

Il indique une solution acide comme à 25 °C.
Il indique une solution basique à cette température.
Il correspond à la neutralité à cette température.
Il correspond à la neutralité à 25 °C.

Il correspond à la neutralité à cette température.

Explication

Le pH neutre de l’eau à 200 °C est 5,64, contrairement à la valeur 7 à 25 °C. La réponse « acide » applique le repère de 25 °C, tandis que « basique » inverse l’interprétation du pH et que « neutralité à 25 °C » confond les températures.

23. Pour l’acide diprotique H₂S, quelle relation entre les constantes caractérise les deux ionisations successives ?

K₁ = 10⁻⁷ et K₂ = 10⁻¹²·⁹.
K₁ = 10⁻¹²·⁹ et K₂ = 10⁻⁷.
K₁ = K₂ = 10⁻⁷.
K₁ = 10⁷ et K₂ = 10¹²·⁹.

K₁ = 10⁻⁷ et K₂ = 10⁻¹²·⁹.

Explication

La première ionisation de H₂S a pour constante 10⁻⁷, et la seconde 10⁻¹²·⁹. Inverser les exposants confond les étapes, les exposants positifs changent les valeurs des constantes, et l’égalité des constantes attribue à tort la même valeur aux deux ionisations.

24. Lorsqu’un échantillon de brucite se dissout selon ses deux étapes successives, quelle comparaison entre les constantes d’équilibre s’applique ?

K₂ est un million de fois supérieur à K₁.
K₂ dépasse K₁ de 10⁶ unités.
K₂ est mille fois supérieur à K₁.
K₁ est un million de fois supérieur à K₂.

K₂ est un million de fois supérieur à K₁.

Explication

Les constantes valent K₁ = 10⁻⁸·⁶ et K₂ = 10⁻²·⁶, donc leur rapport K₂/K₁ vaut 10⁶. Dire que K₁ est supérieur inverse le rapport, le facteur mille oublie trois ordres de grandeur, et 10⁶ unités confond rapport et différence.

25. Comment est définie la solubilité de la brucite dans l’eau pure, et quelle valeur lui est associée ?

La somme de Mg²⁺ et H⁺, soit 12,5 × 10⁻⁵ m.
La somme de Mg(OH)⁺ et OH⁻, soit 12,5 × 10⁻⁵ m.
La concentration de Mg²⁺ seule, soit 12,5 × 10⁻⁵ m.
La somme de Mg(OH)⁺ et Mg²⁺, soit 12,5 × 10⁻⁵ m.

La somme de Mg(OH)⁺ et Mg²⁺, soit 12,5 × 10⁻⁵ m.

Explication

La solubilité correspond à la somme des concentrations des deux espèces aqueuses de magnésium, Mg(OH)⁺ et Mg²⁺, et vaut 12,5 × 10⁻⁵ m. Ajouter OH⁻ ou H⁺ inclut une espèce qui n’est pas comptée dans cette définition, tandis que Mg²⁺ seul omet une forme dissoute du magnésium.

26. À l’équilibre avec la brucite, une solution a un pH de 10. Quelle valeur donne la relation pour log⁡aMg2+\log a_{\mathrm{Mg^{2+}}} ?

−3,2
36,8
6,8
−4,6

−3,2

Explication

La relation est log⁡aMg2+=16,8−2 pH\log a_{\mathrm{Mg^{2+}}}=16{,}8-2\,\mathrm{pH} ; pour un pH de 10, le calcul donne 16,8−20=−3,216{,}8-20=-3{,}2. La valeur −4,6 provient de la relation de Mg(OH)⁺, 6,8 oublie le facteur deux et 36,8 inverse le signe du terme dépendant du pH.

27. Une solution en équilibre avec la brucite a un pH de 12. Quelle forme de magnésium dissous y prédomine ?

Aucune forme de magnésium dissous.
Mg²⁺
Les deux formes en proportions égales.
Mg(OH)⁺

Mg(OH)⁺

Explication

Au-dessus du seuil de pH 11,4, Mg(OH)⁺ est la forme dissoute prédominante ; un pH de 12 se situe dans ce domaine. Mg²⁺ prédomine sous le seuil, l’égalité des formes correspond au seuil plutôt qu’à un pH supérieur, et les deux espèces sont présentes dans la solution.

28. Dans une solution contenant les espèces du sulfure à pH 10, quelle espèce domine ?

S²⁻
HS⁻
H₂S
H₂S et S²⁻ à parts égales

HS⁻

Explication

Entre pH 7 et 12,9, HS⁻ est l’espèce dominante. H₂S domine sous pH 7, tandis que S²⁻ domine au-dessus de pH 12,9 ; l’égalité entre H₂S et HS⁻ se situe à pH 7.

29. Dans une solution contenant les espèces du sulfure, le pH est réglé à 12,9. Quelle relation entre les activités de S²⁻ et de HS⁻ faut-il prévoir ?

Les activités de H₂S et de HS⁻ sont égales
L’activité de S²⁻ est supérieure à celle de HS⁻
Les activités de S²⁻ et de HS⁻ sont égales
L’activité de HS⁻ est supérieure à celle de S²⁻

Les activités de S²⁻ et de HS⁻ sont égales

Explication

À pH 12,9, les activités de S²⁻ et de HS⁻ sont égales : ce pH marque leur limite de dominance. L’égalité entre H₂S et HS⁻ correspond plutôt à pH 7.

30. Un oxyde non métallique est mis en contact avec de l’eau. Quel type de composé sa réaction forme-t-elle généralement ?

Un acide
Une base
Un sel
Un hydroxyde métallique

Un acide

Explication

Les oxydes de non-métaux réagissent avec l’eau pour former des acides, contrairement aux oxydes de métaux, qui forment des bases. L’idée d’un sel ou d’un hydroxyde métallique ne correspond pas à cette distinction.

31. De la silice amorphe se dissout dans de l’eau. Quel produit dissous et quelle constante d’équilibre caractérisent cette réaction ?

Le dioxyde de silicium SiO₂, avec K = 10⁻²·⁷⁴
L’acide silicique H₄SiO₄, avec K = 10⁻²·⁷⁴
L’acide carbonique H₂CO₃, avec K = 10⁻²·⁷⁴
L’acide silicique H₄SiO₄, avec K = 10⁻⁹·⁷¹

L’acide silicique H₄SiO₄, avec K = 10⁻²·⁷⁴

Explication

La dissolution de la silice amorphe dans l’eau forme H₄SiO₄ et la constante de cette réaction vaut K = 10⁻²·⁷⁴. H₂CO₃ est associé au CO₂, tandis que 10⁻⁹·⁷¹ est une constante de dissociation de l’acide silicique.

32. Une solution contenant de la silice amorphe passe de pH 7 à pH 9. Quelle évolution de la dissociation de l’acide silicique et de la solubilité de la silice est attendue ?

La dissociation diminue et la solubilité augmente
La dissociation reste faible et la solubilité reste inchangée
La dissociation augmente fortement et la solubilité diminue
La dissociation augmente fortement et la solubilité augmente

La dissociation augmente fortement et la solubilité augmente

Explication

Au-dessus de pH 8, le degré de dissociation de l’acide silicique augmente rapidement, ce qui entraîne une forte hausse de la solubilité de la silice. La dissociation ne diminue donc pas, et la solubilité ne reste pas constante.

33. À 25 °C, une solution est en équilibre avec du quartz pur et l’activité de l’eau vaut 1. Quelle activité de H4SiO4\mathrm{H_4SiO_4} découle de la constante d’équilibre indiquée pour la dissolution du quartz?

10−410^{-4}
10−2.7410^{-2.74}
10410^{4}
10−810^{-8}

$$10^{-4}$$

Explication

Pour le quartz, SiO2(Qz)+2H2O=H4SiO4\mathrm{SiO_2(Qz)+2H_2O=H_4SiO_4} et les activités du quartz pur et de l’eau valent 1; l’activité de H4SiO4\mathrm{H_4SiO_4} est donc égale à K=10−4.0K=10^{-4.0}. 10410^4 inverse la constante, tandis que 10−2.7410^{-2.74} correspond à la silice amorphe.

34. Dans une solution aqueuse, deux ions de charges opposées restent capables de former une paire d’ions. Quel effet de la forte permittivité relative de l’eau permet de comprendre que ces associations soient moins favorisées, sans être impossibles ?

Elle diminue l’attraction électrostatique entre les ions.
Elle augmente l’attraction électrostatique entre les ions.
Elle immobilise les ions dans leurs sphères d’hydratation.
Elle rend impossible toute association entre les ions.

Elle diminue l’attraction électrostatique entre les ions.

Explication

Une permittivité relative élevée diminue la force d’attraction entre ions et limite donc la formation de paires, sans l’empêcher totalement. L’augmentation de l’attraction inverse l’effet, l’impossibilité absolue exagère la conséquence et l’immobilisation par hydratation n’est pas le mécanisme décrit.

35. Pour décrire une réaction à l’équilibre dans une solution réelle où les espèces interagissent, quelle grandeur faut-il employer dans la loi d’action de masse afin de la relier aux lois de la thermodynamique ?

Les concentrations exprimées en masse de solvant, sans autre correction.
Les concentrations molaires, sans correction par un coefficient d’activité.
Les activités des espèces, qui tiennent compte de leurs interactions.
Les concentrations assimilées aux activités quelle que soit la dilution.

Les activités des espèces, qui tiennent compte de leurs interactions.

Explication

La loi d’action de masse exprimée en activités peut être reliée aux lois de la thermodynamique à l’équilibre, y compris pour les espèces en solution. Les concentrations non corrigées négligent les interactions, leur égalité aux activités vaut dans la limite des solutions infiniment diluées, et une unité de concentration ne remplace pas l’activité.

36. À 25 °C, une expérience montre que du quartz dissous peut précipiter, mais seulement après un temps très long. Quelle interprétation décrit correctement ce comportement ?

La précipitation est rapide, tandis que la dissolution est difficilement réversible.
La dissolution est réversible, mais la précipitation est impossible à cette température.
La dissolution et la précipitation sont réversibles, mais la précipitation est extrêmement lente.
La dissolution et la précipitation sont réversibles, mais la dissolution est extrêmement lente.

La dissolution et la précipitation sont réversibles, mais la précipitation est extrêmement lente.

Explication

Pour le quartz à 25 °C, la dissolution est réversible et la précipitation est possible, quoiqu'extrêmement lente. La réponse parlant d’impossibilité confond lenteur et impossibilité, celle sur la dissolution lente transpose à tort une caractéristique de la silice amorphe, et celle qui décrit une précipitation rapide inverse le comportement indiqué.

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Qu’est-ce qu’un dipôle électrique permanent dans la molécule d’eau ?

Un barycentre des charges positives distinct du barycentre moyen du nuage électronique.

Quel effet les liaisons hydrogène ont-elles sur les températures caractéristiques de l’eau ?

Elles les rendent beaucoup plus élevées que celles de H₂S, H₂Se et H₂Te.

À quelle température l’eau fond-elle à 1 atm ?

À 0 °C.

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