QCM : Chimie des solutions (58 questions)

Explication

L’énergie augmente de l’état solide à l’état liquide, puis à l’état gazeux. Placer le gaz avant le solide inverse l’ordre énergétique indiqué.

Explication

Une phase est un milieu uniforme en tout point par sa composition chimique et son état physique, dans des conditions données de température et de pression. Le fait d’avoir un même état physique ne suffit pas à définir une phase si la composition varie.

Explication

Un mélange contient plusieurs espèces chimiques, lesquelles peuvent être solides, liquides et/ou gazeuses. Des espèces dans le même état physique ne transforment pas un mélange en corps pur.

Explication

Un mélange est homogène lorsque ses espèces ne sont pas distinguables à l’œil nu. La présence de plusieurs espèces ne suffit pas à le rendre hétérogène : il faut que des constituants soient discernables.

Explication

La rupture et la formation de liaisons caractérisent une transformation chimique. Une transformation nucléaire modifie le noyau, tandis qu’une transformation physique change l’état sans rupture de liaison.

Explication

Un système est une zone de l’espace délimitée par une surface. Cette définition ne précise pas les échanges avec l’extérieur, qui servent plutôt à distinguer les systèmes isolés, fermés et ouverts.

Explication

Un système fermé échange de l’énergie, mais pas de matière, avec le milieu extérieur. Un système isolé n’échange ni matière ni énergie.

Explication

Une grandeur extensive dépend de la quantité de matière ou des dimensions du système, ce qui correspond au comportement décrit. Une grandeur intensive n’en dépend pas.

Explication

La concentration molaire est la quantité de matière rapportée au volume total : $C(A_i)=\frac{n_i}{V}=\frac{0{,}20}{0{,}50}=0{,}40\ \mathrm{mol/L}$. La fraction molaire, contrairement à la concentration molaire, est sans unité.

Explication

La fraction molaire est le rapport entre la quantité de matière de l’espèce et la quantité totale : $x_i=\frac{3}{12}=0{,}25$, sans unité. Le rapport inverse donnerait 4 et ne correspond pas à la définition.

Explication

La fraction massique est le rapport entre la masse du constituant et la masse totale : $w_i=\frac{15}{60}=0{,}25$, sans unité. La masse restante de 45 g n’est pas une fraction massique.

Explication

La loi de Dalton donne la pression partielle par $p_i=x_i p$, donc $p_i=0{,}30\times200=60\ \mathrm{kPa}$. La pression totale de 200 kPa correspond à la somme des pressions partielles, pas à celle de ce gaz seul.

Explication

Une équation bilan décrit la transformation des réactifs en produits, qui implique une réorganisation des électrons et des liaisons ou un transfert d’électrons. Une variation de température, à elle seule, ne décrit pas la transformation chimique.

Explication

Le sens indirect correspond à l’évolution inverse : les produits sont consommés et les réactifs se reforment. La consommation des réactifs avec formation de produits décrit le sens direct.

Explication

Les quantités de $A$ et de $B$ sont égales, donc les proportions sont équimolaires. Pour être stœchiométriques, il faudrait deux fois plus de $A$ que de $B$, conformément aux coefficients de l’équation.

Explication

La relation $n_i=n_{0,i}+\nu_i\xi$ donne $n_i=0{,}50-2\times0{,}10=0{,}30\ \mathrm{mol}$. Ajouter la contribution de l’avancement au lieu de tenir compte du coefficient négatif conduirait à une quantité incorrecte.

Explication

L’activité est une grandeur thermodynamique sans dimension qui représente la disponibilité d’une entité pour réagir par rapport à son état standard, et elle dépend de l’état physique. Une concentration seule ne rend pas compte de cette définition.

Explication

Le quotient réactionnel est le produit des activités, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique algébrique. Une somme d’activités ne correspond pas à la définition de ce quotient.

Explication

Une réaction non totale atteint un avancement final inférieur à l’avancement maximal et se note avec une double flèche. La flèche simple caractérise une réaction totale, dont l’avancement final atteint l’avancement maximal.

Explication

Lorsque $Q_r>K$, le système évolue dans le sens indirect, ce qui tend à rapprocher le quotient réactionnel de la constante d’équilibre. Le sens direct est favorisé lorsque $Q_r<K$.

Explication

Un acide de Brønsted est une espèce capable de libérer un proton $H^+$. La capacité à capter ce proton définit plutôt une base de Brønsted.

Explication

Les deux espèces conjuguées d’un couple acide-base diffèrent par un proton, et le couple se note acide/base. Une différence portant sur un électron caractérise une autre transformation que la relation acide-base de Brønsted.

Explication

Dans cette réaction, $AH$ cède un proton à $B$, ce qui produit $A^-$ et $BH^+$. Un transfert d’électron ne décrit pas le mécanisme acide-base indiqué.

Explication

Un ampholyte peut à la fois libérer et capter un proton, selon l’espèce avec laquelle il réagit. Une espèce qui ne fait que libérer ou que capter un proton n’est pas ampholyte.

Explication

La constante $K_a$ caractérise la force de l’acide et sa capacité à former des ions oxonium à l’équilibre. La concentration en ions oxonium détermine le pH, qui peut donc varier avec la concentration de la solution.

Explication

La constante d’acidité est le quotient des concentrations des produits $A^-$ et $H_3O^+$ par celle de l’acide non dissocié $AH$. L’expression inverse correspondrait à l’inverse de cette constante.

Explication

Pour un couple acide-base conjugué dans l’eau en conditions standards, les constantes vérifient $pK_a=14-pK_b$. Additionner les deux valeurs plutôt que les soustraire ne respecte pas cette relation.

Explication

Lorsque la concentration standard est omise, la relation est $[H_3O^+]=10^{-pH}$ ; un pH de 3 correspond donc à $10^{-3}$. La valeur $10^3$ inverse le signe de l’exposant et ne représente pas la concentration associée à ce pH.

Explication

L’acide acétique a un $pK_a$ de 4,8, tandis que l’acide phosphorique présente trois valeurs : 2,1, 7,2 et 12,3. La valeur 1,9 correspond au deuxième couple de l’acide sulfurique, et non à l’acide phosphorique.

Explication

L’ammoniac est associé au couple $NH_4^+/NH_3$, dont le $pK_a$ vaut 9,2. Le couple $NH_3/NH_2^-$ et la valeur 38 sont associés à une base forte, l’ion amidure.

Explication

L’acide nitrique $HNO_3$ est associé à un $pK_a$ de $-1{,}4$. La valeur 1,9 correspond au deuxième couple de l’acide sulfurique, et non à l’acide nitrique.

Explication

La soude $NaOH$ est associée au couple $H_2O/OH^-$, dont le $pK_a$ vaut 15,7. La valeur 38 concerne le couple $NH_3/NH_2^-$ associé à l’amidure de sodium.

Explication

Une espèce est considérée prédominante si sa concentration est au moins dix fois supérieure à celle des autres espèces. Une simple majorité de la concentration totale ne garantit pas ce rapport de dix à un.

Explication

Au-dessus de $pK_a+1$, la forme basique $A^-$ prédomine. La forme acide prédomine au-dessous de $pK_a-1$, et non lorsque le pH dépasse le $pK_a$ d’une unité.

Explication

Le degré de dissociation est la fraction de l’acide total présente sous la forme basique $A^-$, soit $[A^-]/([AH]+[A^-])$. Le rapport faisant intervenir $[AH]$ au numérateur décrit plutôt la fraction sous forme acide.

Explication

Si $pH=pK_a+2$, alors $10^{-pH+pK_a}=10^{-2}$ et $\alpha=1/(1+10^{-2})\approx0{,}99$. La valeur voisine de 0,01 correspond à la fraction sous forme acide dans cette situation, et non au degré de dissociation.

Explication

La réaction prépondérante met en jeu l’acide le plus fort et la base la plus forte présents en quantités non négligeables. Choisir l’acide et la base les plus faibles inverse le critère de sélection des réactifs.

Explication

Des domaines de prédominance disjoints indiquent que les deux espèces sont incompatibles et réagissent entre elles en solution. Cette incompatibilité ne signifie pas qu’un précipité se forme nécessairement.

Explication

Pour ce transfert de proton, la constante est le rapport $K_{a1}/K_{a2}$, équivalent à $10^{pK_{a2}-pK_{a1}}$. L’expression avec l’exposant inversé correspond à l’inverse de la constante indiquée.

Explication

Un écart $pK_{a2}-pK_{a1}$ supérieur à 3 rend la réaction quasi totale dans le sens direct. Le sens inverse serait favorisé si l’écart opposé, $pK_{a1}-pK_{a2}$, dépassait 3.

Explication

Pour un acide fort dans cette condition de pH, l’autoprotolyse de l’eau est négligeable et la concentration en ions oxonium est approximativement $C$. L’expression en ions hydroxyde et en $pK_e$ correspond à l’approximation usuelle pour une base forte.

Explication

Pour une base forte suffisamment basique, $[OH^-]\simeq C$ et le pH vaut $pK_e+\log(C)$. La relation $pH=-\log(C)$ décrit l’approximation d’un acide fort, et non celle d’une base forte.

Explication

Cette approximation pour un acide faible est valable si le pH calculé satisfait à la fois $pH\leq 6$ et $pH\leq pK_a-2$. Vérifier uniquement la condition sur le pH ne suffit pas à établir la validité de l’approximation.

Explication

Un précipité est le solide ionique présent dans la solution et en équilibre avec les ions qui le constituent. La transformation qui forme ce solide est la précipitation, et non le précipité lui-même.

Explication

La précipitation consomme des ions en solution et produit un solide ionique. La dissolution correspond au processus opposé : le solide est consommé et ses ions apparaissent dans le solvant.

Explication

Une solution saturée est à l’équilibre entre le composé solide et ses ions dissous, et ne peut plus dissoudre de solide. Une solution qui peut encore en dissoudre n’a pas atteint la saturation.

Explication

Le produit de solubilité multiplie les concentrations à l’équilibre, normalisées par $C^\circ$, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique. Intervertir les exposants revient à attribuer à chaque ion le coefficient de l’autre espèce.

Explication

L’augmentation du nombre d’oxydation accompagnée d’une perte d’électrons caractérise une oxydation. Une réduction correspond au contraire à un gain d’électrons et à une diminution du nombre d’oxydation.

Explication

Un gain d’électrons accompagne la diminution du nombre d’oxydation et définit la réduction. Une augmentation du nombre d’oxydation correspond plutôt à une oxydation.

Explication

Une réaction rédox implique un échange d’électrons : une espèce les cède en s’oxydant et une autre les capte en se réduisant. Un simple transfert de protons ne suffit pas à définir une réaction rédox.

Explication

La différence des nombres d’oxydation donne le nombre d’électrons échangés, ici trois, placés avec la forme oxydée dans l’écriture du couple. Les placer du côté de la forme réduite inverserait le sens conventionnel de cette demi-équation.

Explication

Une pile produit de l’énergie électrique à partir d’une réaction rédox spontanée et comporte deux demi-piles reliées par une jonction électrolytique. Une réaction forcée par une alimentation électrique relève plutôt de l’électrolyse.

Explication

Dans une pile en fonctionnement, l’anode est le siège de l’oxydation et porte le signe négatif, tandis que la cathode est le siège de la réduction et porte le signe positif. Les électrons circulent dans le circuit extérieur de l’anode vers la cathode.

Explication

Dans la pile Daniell, l’électrode de cuivre du couple $Cu^{2+}/Cu$ est la cathode et l’électrode de zinc du couple $Zn^{2+}/Zn$ est l’anode ; les demi-piles sont reliées par un pont salin de nitrate d’ammonium. Inverser les électrodes attribuerait à tort la réduction au zinc.

Explication

Le modèle de Thévenin donne une tension aux bornes diminuée par la chute de tension interne, soit $U = E - rI$. La force électromotrice $E$ correspond à la tension à vide, et non à la tension en charge.

Explication

Lorsque le potentiel est supérieur à $E^\circ$, l’oxydant prédomine pour le couple considéré. La prédominance du réducteur correspond à un potentiel inférieur à $E^\circ$.

Explication

Un recouvrement des zones de prédominance permet aux deux espèces de coexister dans la partie commune. L’incompatibilité est associée à des zones qui ne se recouvrent pas.

Explication

Une constante standard inférieure à 1 favorise le sens inverse de la réaction. Une constante supérieure à 1 favorise au contraire le sens direct.