QCM : Chimie des solutions — 21 questions

Explication

L’avancement caractérise l’évolution entre les états initial et final en tenant compte des coefficients stœchiométriques. Il ne se confond ni avec la constante d’équilibre ni avec une comparaison ignorant la stœchiométrie, et sa définition ne repose pas spécifiquement sur les activités à l’équilibre.

Explication

Une réaction totale consomme entièrement le réactif limitant. Une réaction à l’équilibre laisse coexister les réactifs et les produits. La flèche d’équilibre représente une réaction réversible à l’équilibre, tandis qu’une flèche simple vers les produits correspond à une évolution dans un seul sens.

Explication

La synthèse de l’ammoniac est une réaction réversible, qui s’écrit $\mathrm{N_2+3H_2\rightleftharpoons2NH_3}$. Elle peut donc conduire à la coexistence des réactifs et des produits. Elle ne consomme pas entièrement le réactif limitant comme le ferait une réaction totale évoluant dans un seul sens.

Explication

Le solvant est le constituant majoritaire, dans le même état physique que la solution, et il dissout, dilue ou extrait d’autres substances. Il n’est pas défini comme constituant minoritaire et son action ne repose pas sur une modification chimique.

Explication

Les solutés moléculaires polaires sont préférentiellement solubles dans les solvants polaires, tandis que les solutés apolaires le sont dans les solvants apolaires. La polarité guide donc l’affinité entre soluté et solvant.

Explication

La dilution conserve la quantité de soluté, donc $n_{initial}=n_{final}$, et conduit à $C_{initiale}V_{initial}=C_{finale}V_{final}$. La concentration finale se détermine ainsi par conservation du soluté. Une verrerie humide et une lecture approximative du ménisque ne permettent pas une préparation précise.

Explication

La concentration molaire est le nombre de moles de soluté par litre de solution et s’exprime notamment en $\mathrm{mol\,L^{-1}}$. Elle utilise la quantité de matière du soluté, non sa masse ni le seul volume initial du solvant.

Explication

La dissolution correspond à la dispersion d’une espèce chimique dans un solvant grâce à une affinité suffisante entre eux. L’espèce dissoute peut être solide, liquide ou gazeuse ; cette dispersion ne requiert donc ni une affinité insuffisante, ni l’absence d’interaction, ni la formation d’un nouveau composé chimique.

Explication

La relation fondamentale est $M=\frac{m}{n}$, d’où $n=\frac{m}{M}$ et $m=Mn$. Les autres expressions inversent ou multiplient incorrectement les grandeurs.

Explication

Un électrolyte fort est complètement ionisé à toute concentration, alors qu’un électrolyte faible est partiellement ionisé. La dilution peut augmenter l’ionisation de l’électrolyte faible. Le coefficient de dissociation $\alpha$ correspond au rapport entre la quantité dissociée et la quantité initiale, et non à son inverse.

Explication

La dissolution d’un solide ionique comprend la dissociation du solide, la solvatation des ions puis leur dispersion. La dissociation sépare les ions, tandis que la solvatation les entoure de molécules de solvant.

Explication

La concentration massique rapporte la masse de soluté au volume de solution, souvent en grammes par litre. Le nombre de moles par litre et l’unité mol par litre caractérisent la concentration molaire.

Explication

La dilution augmente l’ionisation d’un électrolyte faible et favorise donc sa dissociation. Cette ionisation reste toutefois partielle ; elle ne devient pas automatiquement complète, et la dilution ne la réduit pas.

Explication

Une solution électrolytique contient des ions mobiles capables de transporter des charges et de permettre le passage de l’électricité. Les molécules neutres ne sont pas à l’origine de cette conduction. Un électrolyte faible est partiellement ionisé, tandis qu’une ionisation complète caractérise un électrolyte fort.

Explication

Une solution aqueuse est une solution dont le solvant est l’eau : l’eau y joue donc le rôle de solvant. Le soluté peut être solide, liquide ou gazeux, et l’appellation « aqueuse » dépend de la nature du solvant.

Explication

Le pourcentage massique est $\%m=\frac{m_{soluté}}{m_{solution}}\times100$, tandis que le pourcentage volumique est $\%V=\frac{V_{soluté}}{V_{solution}}\times100$. Le premier utilise donc les masses et le second les volumes, avant une multiplication par 100.

Explication

La dilution réduit la concentration sans modifier la quantité de soluté. Elle ne consiste pas à introduire un soluté, ce qui correspond à la dissolution, et ces deux procédés sont distincts.

Explication

Un mélange homogène présente une seule phase identifiable, tandis qu’un mélange hétérogène en présente au moins deux. Le nombre de phases visibles permet donc de distinguer ces deux types de mélanges ; attribuer plusieurs phases au mélange homogène ou nier la séparation des phases inverse leurs caractéristiques.

Explication

Lorsque toutes les espèces sont solubles, $K=\frac{[C]_{eq}^c[D]_{eq}^d}{[A]_{eq}^a[B]_{eq}^b}$. Les concentrations sont celles de l’équilibre et les coefficients apparaissent comme exposants, non comme multiplicateurs.

Explication

Une solution est un mélange homogène constitué d’au moins deux substances. Elle peut être gazeuse, liquide ou solide et ne correspond donc pas à une substance chimiquement pure ni à un système composé d’une seule substance constituante.

Explication

La constante s’écrit avec les activités mesurées à l’équilibre, chaque coefficient stœchiométrique devenant un exposant. Les activités initiales ne définissent pas directement $K$, et les coefficients ne sont ni additionnés ni utilisés comme facteurs simples.