QCM : Chimie des solutions — 23 questions

Explication

Un mélange homogène ne forme qu’une seule phase, alors qu’un mélange hétérogène en comporte au moins deux. La présence d’un solvant ou l’état physique ne suffit pas à établir cette distinction.

Explication

Une solution est un mélange homogène comprenant au moins deux substances et pouvant exister dans différents états physiques. Elle n’est donc pas nécessairement liquide et ne correspond pas à un corps pur.

Explication

Le solvant est le constituant majoritaire et se trouve dans le même état physique que la solution; il dissout, dilue ou extrait d’autres substances sans modification chimique. La substance dissoute est plutôt appelée soluté.

Explication

Un soluté est une substance susceptible d’être dissoute et peut être solide, liquide ou gazeuse. Le constituant majoritaire qui impose l’état physique de la solution est le solvant, tandis qu’une phase séparée caractérise un mélange hétérogène.

Explication

La dissolution correspond à la dispersion d’une espèce chimique dans les espaces entre les molécules du solvant, et la solvatation désigne les interactions entre le soluté et le solvant. Ces notions sont liées, mais elles ne décrivent pas le même aspect du processus.

Explication

Dans l’eau, le chlorure de sodium se dissocie en ions sodium et chlorure hydratés, représentés par $Na^+(aq)$ et $Cl^-(aq)$. L’écriture d’un chlorure de sodium moléculaire dissous ne décrit pas cette dissociation ionique.

Explication

La dissolution d’un solide ionique commence par la dissociation du réseau solide, se poursuit par la solvatation des ions, puis aboutit à leur dispersion dans le solvant. La fusion ou la formation de nouvelles molécules ne constitue pas la séquence décrite.

Explication

Une interaction ion-dipôle attire un ion vers le pôle de charge opposée d’une molécule polaire comme l’eau. Une liaison hydrogène concerne plutôt des molécules présentant des groupes chimiques adaptés, et non directement un ion et un dipôle.

Explication

Les solutés moléculaires polaires se dissolvent préférentiellement dans les solvants polaires, tandis que les solutés apolaires s’associent davantage aux solvants apolaires. La formation d’un mélange homogène dépend donc notamment de la compatibilité des polarités.

Explication

La concentration molaire exprime une quantité de matière de soluté rapportée au volume de solution, en mol·L⁻¹. La masse de soluté par litre correspond à la concentration massique, et non à la concentration molaire.

Explication

La relation $m=M\times n$ donne $m=40\times0{,}50=20\ \text{g}$. La valeur $80\ \text{g}$ résulterait d’une multiplication par une quantité de matière deux fois trop grande.

Explication

La fraction molaire de A vaut $X_A=\frac{n_A}{\sum n_i}=\frac{2}{2+3}=0{,}40$. La valeur $0{,}60$ correspond à la fraction molaire de B.

Explication

Le pourcentage massique est $\frac{m_{soluté}}{m_{solution}}\times100=\frac{5}{100}\times100=5\ \%$. La valeur $95\ \%$ représente la proportion massique restante de la solution, pas celle du soluté.

Explication

Une dilution diminue la concentration en ajoutant du solvant, tandis que le nombre de moles de soluté reste inchangé. L’introduction du soluté dans le solvant décrit plutôt une dissolution.

Explication

La conservation du soluté donne $C_iV_i=C_fV_f$, donc $C_f=\frac{2{,}0\times10}{100}=0{,}20\ \text{mol·L}^{-1}$. La concentration initiale ne peut pas rester identique puisque le volume augmente par dilution.

Explication

Une solution électrolytique conduit grâce au déplacement d’ions porteurs de charges. Un composé moléculaire non ionisé ne fournit pas de particules chargées mobiles en quantité suffisante pour conduire ainsi.

Explication

Pour un électrolyte faible comme l’acide éthanoïque, la dilution favorise l’ionisation et augmente la proportion d’espèces ionisées. Elle ne transforme toutefois pas automatiquement l’électrolyte faible en électrolyte fort.

Explication

Une réaction réversible atteint un état où réactifs et produits coexistent, les transformations directe et inverse pouvant se poursuivre. La consommation complète du réactif limitant caractérise plutôt une réaction totale.

Explication

La constante d’équilibre est le produit des activités des produits, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique, divisé par le produit analogue pour les réactifs. L’équation-bilan seule ne fournit donc pas la valeur numérique de K.

Explication

Une valeur de K comprise entre $10^{-3}$ et $10^3$ indique qu’aucun sens ne domine suffisamment pour rendre la transformation totale : la réaction est partielle. Une réaction totale directe correspond à $K\geq10^3$, tandis qu’une réaction favorisée en sens inverse vérifie $0<K<10^{-3}$.

Explication

L’avancement $\xi$ décrit l’évolution de la réaction entre l’état initial et l’état final. La constante $K$ renseigne sur l’équilibre thermodynamique, et non sur l’évolution suivie par la réaction.

Explication

Le coefficient stœchiométrique $\nu_i$ est négatif pour une espèce consommée et positif pour une espèce produite. Cette convention traduit directement la diminution des réactifs et la formation des produits.

Explication

Une réaction totale atteint l’avancement maximal lorsque le réactif limitant est entièrement consommé, alors qu’une réaction équilibrée atteint une valeur déterminée par la thermodynamique. Confondre ces deux valeurs revient à traiter une réaction partielle comme une transformation complète.