QCM : Chimie générale : matière et réactions — 44 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle distinction caractérise correctement un mélange par rapport à un corps pur ?

Un mélange présente des propriétés constantes, tandis qu’un corps pur change selon la méthode de séparation.
Un mélange contient plusieurs constituants séparables, tandis qu’un corps pur possède des propriétés constantes.
Un mélange possède une formule chimique fixe, tandis qu’un corps pur rassemble plusieurs constituants séparables.
Un mélange est constitué d’atomes identiques, tandis qu’un corps pur contient des espèces chimiquement différentes.

Un mélange contient plusieurs constituants séparables, tandis qu’un corps pur possède des propriétés constantes.

Explication

Un mélange réunit plusieurs constituants que l’on peut séparer, alors qu’un corps pur possède des propriétés constantes et peut être décrit par une formule chimique. L’idée selon laquelle le mélange possède une formule fixe inverse les caractéristiques des deux notions.

2. Comment distingue-t-on un mélange homogène d’un mélange hétérogène à l’échelle observée ?

Les constituants sont indiscernables dans un mélange homogène et discernables dans un mélange hétérogène.
Les constituants sont solides dans un mélange homogène et liquides ou gazeux dans un mélange hétérogène.
Les constituants ont des masses identiques dans un mélange homogène et des masses différentes dans un mélange hétérogène.
Les constituants réagissent chimiquement dans un mélange homogène et restent séparés dans un mélange hétérogène.

Les constituants sont indiscernables dans un mélange homogène et discernables dans un mélange hétérogène.

Explication

La distinction repose sur l’observation des constituants à l’échelle considérée : ils ne sont pas distinguables dans un mélange homogène, mais le sont dans un mélange hétérogène. La nature physique ou la masse des constituants ne définit pas cette classification.

3. Quelle définition correspond à un corps simple ?

Une espèce chimique formée d’atomes appartenant à plusieurs éléments.
Un ensemble de constituants visibles séparément dans un échantillon.
Une espèce chimique constituée de molécules de masses différentes.
Une espèce chimique constituée d’atomes identiques.

Une espèce chimique constituée d’atomes identiques.

Explication

Un corps simple est formé d’atomes identiques, appartenant donc au même élément chimique. Une espèce constituée d’atomes de plusieurs éléments correspond à un corps composé.

4. Un échantillon contient une espèce chimique dont chaque particule rassemble des atomes de deux éléments différents : comment cette espèce est-elle classée ?

Comme un mélange homogène.
Comme un mélange hétérogène.
Comme un corps composé.
Comme un corps simple.

Comme un corps composé.

Explication

Une espèce chimique constituée d’atomes différents est un corps composé. Un corps simple, en revanche, ne contient que des atomes identiques, tandis qu’un mélange rassemble plusieurs constituants.

5. Quelle proposition résume la théorie atomique proposée par John Dalton en 1808 ?

La matière est faite d’atomes et les éléments différents se combinent selon des rapports entiers.
Les noyaux contiennent des particules subatomiques déjà identifiées et organisées en couches.
La matière est faite de molécules continues et les éléments se combinent selon des rapports variables.
Les atomes d’un même élément ont des propriétés différentes et forment des rapports fractionnaires.

La matière est faite d’atomes et les éléments différents se combinent selon des rapports entiers.

Explication

Dalton propose en 1808 que la matière soit constituée d’atomes et que les atomes d’éléments différents se combinent selon des rapports entiers. La découverte des particules subatomiques appartient à la physique moderne et ne caractérise pas la formulation initiale de Dalton.

6. Deux atomes sont des isotopes l’un de l’autre lorsqu’ils possèdent quel ensemble de caractéristiques ?

Le même nombre de protons et des nombres de neutrons différents.
Des nombres de protons différents et le même nombre de neutrons.
Le même nombre de nucléons et des nombres d’électrons différents.
Des nombres de protons et de neutrons différents, mais une masse identique.

Le même nombre de protons et des nombres de neutrons différents.

Explication

Les isotopes appartiennent au même élément : ils ont donc le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents. Des nombres de protons différents indiquent au contraire des éléments chimiques différents.

7. Que représente le numéro atomique ZZ d’un atome ?

Le nombre de protons présents dans son noyau.
Le nombre d’électrons présents autour de son noyau.
La somme des protons et des neutrons de son noyau.
La différence entre les neutrons et les protons de son noyau.

Le nombre de protons présents dans son noyau.

Explication

Le numéro atomique ZZ correspond au nombre de protons du noyau et permet d’identifier l’élément chimique. La somme des protons et des neutrons correspond plutôt au nombre de masse AA.

8. Comment calcule-t-on le nombre de masse AA d’un atome ?

En additionnant le nombre de protons et le nombre d’électrons.
En divisant le nombre de nucléons par le numéro atomique.
En additionnant le nombre de protons et le nombre de neutrons.
En soustrayant le nombre de neutrons du nombre de protons.

En additionnant le nombre de protons et le nombre de neutrons.

Explication

Le nombre de masse AA est la somme des protons et des neutrons présents dans le noyau. Les électrons ne sont pas inclus dans cette somme, car ils ne constituent pas les nucléons du noyau.

9. Comment détermine-t-on la masse atomique relative d’un élément présent sous plusieurs formes isotopiques ?

En calculant la moyenne des masses isotopiques pondérée par leurs abondances naturelles.
En choisissant la masse de l’isotope le plus abondant sans tenir compte des autres.
En soustrayant la masse de l’isotope le moins abondant de celle du plus abondant.
En additionnant les masses isotopiques puis en divisant par le nombre de protons.

En calculant la moyenne des masses isotopiques pondérée par leurs abondances naturelles.

Explication

La masse atomique relative est une moyenne pondérée : chaque masse isotopique contribue selon l’abondance naturelle de l’isotope correspondant. Retenir uniquement l’isotope le plus abondant néglige les contributions des autres isotopes.

10. Quelle valeur conventionnelle est attribuée à la masse isotopique relative du carbone 12 ?

6,022 uma, en référence au nombre d’Avogadro.
1,000 uma, comme référence de la masse d’un proton.
12,000 uma, comme référence des masses atomiques relatives.
159,6922 uma, comme référence des masses moléculaires.

12,000 uma, comme référence des masses atomiques relatives.

Explication

L’isotope 12C^{12}\mathrm{C} sert de référence conventionnelle et sa masse isotopique relative est fixée à 12,000 uma. Le nombre d’Avogadro et la masse de l’hématite correspondent à d’autres grandeurs.

11. Comment calcule-t-on la masse moléculaire relative d’une molécule ?

En soustrayant les masses atomiques relatives des éléments les moins abondants.
En faisant la moyenne des masses atomiques relatives sans tenir compte des proportions.
En multipliant la masse atomique relative du premier atome par le nombre de molécules.
En additionnant les masses atomiques relatives de tous ses atomes constitutifs.

En additionnant les masses atomiques relatives de tous ses atomes constitutifs.

Explication

La masse moléculaire relative s’obtient en additionnant les masses atomiques relatives de chaque atome présent dans la molécule, en tenant compte de leurs nombres. Une moyenne ou une soustraction ne traduit pas la composition moléculaire.

12. Quelle quantité de particules contient une mole d’une substance ?

Environ 6,022×10236,022 \times 10^{23} particules.
Environ 1,000×10231,000 \times 10^{23} particules.
Environ 9,807×10229,807 \times 10^{22} particules.
Environ 6,022×10126,022 \times 10^{12} particules.

Environ $$6,022 \times 10^{23}$$ particules.

Explication

Une mole contient 6,022×10236,022 \times 10^{23} particules, valeur appelée nombre d’Avogadro. Les autres valeurs ne correspondent pas à la constante utilisée pour définir cette quantité de matière.

13. Une solution contient 0,500,50 mole de soluté dans 2,0 L2,0\,\mathrm{L} de solution. Quelle est sa molarité ?

1,0 mol L−11,0\,\mathrm{mol\,L^{-1}}
4,0 mol L−14,0\,\mathrm{mol\,L^{-1}}
2,5 mol L−12,5\,\mathrm{mol\,L^{-1}}
0,25 mol L−10,25\,\mathrm{mol\,L^{-1}}

$$0,25\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$$

Explication

La molarité se calcule en divisant la quantité de soluté par le volume total de solution, soit M=0,50/2,0=0,25 mol L−1M=0,50/2,0=0,25\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. Une concentration massique, en revanche, rapporterait une masse au volume et ne s’exprimerait pas en moles par litre.

14. Une solution contient 22 moles d’un constituant et 88 moles d’autres constituants. Quelle est la fraction molaire du constituant considéré ?

2,02,0
0,200,20
1010
0,250,25

$$0,20$$

Explication

La fraction molaire est le rapport entre la quantité du constituant et la quantité totale, donc xi=2/(2+8)=0,20x_i=2/(2+8)=0,20. La valeur 0,250,25 correspondrait à un dénominateur total de 88 moles, qui ne comprendrait pas le constituant étudié.

15. Un constituant gazeux possède une fraction molaire de 0,300,30 dans un mélange dont la pression totale vaut 5,0 bar5,0\,\mathrm{bar}. Quelle est sa pression partielle ?

1,5 bar1,5\,\mathrm{bar}
5,3 bar5,3\,\mathrm{bar}
16,7 bar16,7\,\mathrm{bar}
0,30 bar0,30\,\mathrm{bar}

$$1,5\,\mathrm{bar}$$

Explication

La pression partielle est donnée par pi=xiPp_i=x_iP, ce qui donne 0,30×5,0=1,5 bar0,30\times5,0=1,5\,\mathrm{bar}. La fraction molaire 0,300,30 est sans unité et ne constitue pas à elle seule une pression.

16. Quelle distinction décrit correctement les formules brute, développée et structurale d’un composé ?

La formule brute donne la composition, la développée précise les positions relatives et la structurale représente la disposition spatiale.
La formule brute indique les étapes réactionnelles, la développée décrit le bilan et la structurale donne les charges ioniques.
La formule brute représente la géométrie, la développée donne la composition et la structurale précise les proportions atomiques.
La formule brute donne les coefficients stœchiométriques, la développée mesure la masse et la structurale indique le volume.

La formule brute donne la composition, la développée précise les positions relatives et la structurale représente la disposition spatiale.

Explication

Ces trois représentations fournissent respectivement la composition, les positions relatives des atomes et leur disposition dans l’espace. Confondre la formule brute avec la géométrie moléculaire revient à lui attribuer une information qu’elle ne contient pas.

17. Que définit le mieux la stœchiométrie en chimie ?

La représentation spatiale des atomes et des liaisons dans une molécule.
L’étude des rapports dans lesquels les composés se combinent au cours d’une réaction.
La description détaillée des étapes élémentaires par lesquelles une réaction se déroule.
La mesure de la vitesse à laquelle les réactifs disparaissent pendant une réaction.

L’étude des rapports dans lesquels les composés se combinent au cours d’une réaction.

Explication

La stœchiométrie étudie les proportions de combinaison des espèces chimiques dans une réaction. La description des étapes élémentaires relève du mécanisme réactionnel, qui constitue une notion distincte.

18. Quelle condition une équation chimique équilibrée doit-elle respecter pour une réaction impliquant des ions ?

Elle conserve le nombre de chaque type d’atome et la charge totale de chaque côté.
Elle conserve les masses molaires et rend les concentrations égales aux deux côtés.
Elle conserve les volumes gazeux et impose une pression identique aux deux côtés.
Elle conserve la vitesse de réaction et maintient la température constante des deux côtés.

Elle conserve le nombre de chaque type d’atome et la charge totale de chaque côté.

Explication

L’équilibrage doit respecter la conservation de chaque type d’atome ainsi que celle de la charge totale pour les espèces chargées. L’égalité des volumes, des concentrations ou des vitesses n’est pas une condition générale d’équilibrage.

19. Lorsqu’une quantité connue de réactif est mise en réaction avec une espèce inconnue, que permet un dosage stœchiométrique ?

Il permet de calculer la quantité inconnue grâce aux coefficients de l’équation équilibrée.
Il permet de déduire la géométrie moléculaire à partir de la masse du réactif connu.
Il permet de convertir directement une quantité de matière en température de réaction.
Il permet de déterminer les étapes intermédiaires sans utiliser l’équation globale.

Il permet de calculer la quantité inconnue grâce aux coefficients de l’équation équilibrée.

Explication

Le dosage stœchiométrique relie la quantité connue à la quantité inconnue par les rapports des coefficients de l’équation équilibrée. Les étapes intermédiaires appartiennent au mécanisme réactionnel et ne sont pas déterminées par ce calcul.

20. Quelle est la caractéristique essentielle d’un mécanisme de réaction ?

Il décrit les étapes élémentaires successives par lesquelles une réaction complexe se déroule.
Il représente la disposition spatiale des paires électroniques autour d’un atome.
Il résume la composition initiale et finale sans préciser les transformations intermédiaires.
Il indique les proportions de combinaison sans examiner le déroulement de la réaction.

Il décrit les étapes élémentaires successives par lesquelles une réaction complexe se déroule.

Explication

Un mécanisme expose le déroulement détaillé d’une réaction complexe en plusieurs étapes élémentaires. L’équation globale, elle, présente le bilan final sans montrer les intermédiaires ni les étapes suivies.

21. Une espèce chimique formée lors d’une étape puis consommée lors d’une étape suivante est appelée :

un produit final
un réactif initial
un intermédiaire réactionnel
un catalyseur permanent

un intermédiaire réactionnel

Explication

Une espèce produite puis consommée au cours du mécanisme est un intermédiaire réactionnel et ne subsiste pas dans le bilan global. Un produit final reste présent parmi les produits de la réaction globale.

22. Selon le principe de Nyholm et Gillespie, pourquoi les paires électroniques adoptent-elles une disposition particulière autour d’un atome central ?

Elles se rapprochent afin de maximiser les attractions entre leurs charges négatives.
Elles suivent la masse relative des atomes liés pour équilibrer la molécule.
Elles reproduisent la forme de l’équation globale associée à la réaction.
Elles se placent de façon à minimiser leurs répulsions électrostatiques.

Elles se placent de façon à minimiser leurs répulsions électrostatiques.

Explication

Les paires liantes et non liantes se repoussent et adoptent donc une disposition qui réduit au minimum ces répulsions. Leur arrangement ne dépend pas directement de la masse des atomes ni de la forme de l’équation réactionnelle.

23. Quelle géométrie des paires électroniques correspond à cinq paires autour d’un atome central ?

Une géométrie octaédrique
Une géométrie tétraédrique
Une géométrie trigonale plane
Une géométrie bipyramidale trigonale

Une géométrie bipyramidale trigonale

Explication

Cinq paires électroniques s’organisent selon une géométrie bipyramidale trigonale. La géométrie tétraédrique correspond à quatre paires, tandis que l’octaédrique en correspond à six.

24. Quelle description caractérise correctement un composé ionique ?

Un assemblage globalement neutre de cations et d’anions organisé en réseau
Une particule chargée formée par plusieurs anions associés dans l’espace
Un réseau composé d’atomes neutres reliés par des attractions entre noyaux
Une molécule isolée dont la charge totale provient d’un seul cation

Un assemblage globalement neutre de cations et d’anions organisé en réseau

Explication

Un composé ionique associe des cations et des anions dans un réseau où les attractions entre charges opposées sont maximisées, avec une neutralité globale. Chaque ion constitutif peut toutefois être chargé, contrairement au composé pris dans son ensemble.

25. Qu’est-ce qui permet de reconnaître une base de Lewis ?

Elle libère un proton lors d’une transformation chimique
Elle possède une paire libre qu’elle peut partager
Elle possède nécessairement une charge négative dans la réaction
Elle reçoit une paire électronique pour former une liaison

Elle possède une paire libre qu’elle peut partager

Explication

Une base de Lewis est une particule dotée d’une paire d’électrons non engagée qu’elle peut partager avec une autre particule. Recevoir une paire électronique correspond au comportement d’un acide de Lewis, et une charge négative n’est pas requise.

26. Une réaction possède une enthalpie de 250 kJ pour les produits et de 310 kJ pour les réactifs. Quelle est sa variation d’enthalpie ?

ΔHrxn=60 kJ\Delta H_{rxn}=60\ \mathrm{kJ}
ΔHrxn=−60 kJ\Delta H_{rxn}=-60\ \mathrm{kJ}
ΔHrxn=1,24 kJ\Delta H_{rxn}=1{,}24\ \mathrm{kJ}
ΔHrxn=560 kJ\Delta H_{rxn}=560\ \mathrm{kJ}

$$\Delta H_{rxn}=-60\ \mathrm{kJ}$$

Explication

La relation ΔHrxn=Hproduits−Hreˊactifs\Delta H_{rxn}=H_{produits}-H_{réactifs} donne 250−310=−60 kJ250-310=-60\ \mathrm{kJ}. Une valeur positive de 60 kJ résulterait de la soustraction inverse, qui ne correspond pas à la convention indiquée.

27. Une réaction présente ΔHrxn=+85 kJ\Delta H_{rxn}=+85\ \mathrm{kJ}. Comment faut-il la qualifier ?

Elle est exothermique et absorbe de l’énergie
Elle est exothermique et libère de l’énergie
Elle est endothermique et absorbe de l’énergie
Elle est endothermique et libère de l’énergie

Elle est endothermique et absorbe de l’énergie

Explication

Une variation d’enthalpie positive indique qu’une réaction endothermique absorbe de l’énergie. Une réaction exothermique possède au contraire une variation négative et libère de l’énergie.

28. Quelle affirmation exprime la loi de Hess ?

La chaleur échangée est déterminée par la vitesse de réaction entre deux états
La chaleur échangée dépend des états initial et final, pas du chemin suivi
La chaleur échangée varie selon le catalyseur utilisé pour atteindre l’état final
La chaleur échangée dépend du nombre d’étapes, même avec les mêmes états finaux

La chaleur échangée dépend des états initial et final, pas du chemin suivi

Explication

La loi de Hess établit que la chaleur de formation d’un composé dépend des états initial et final, car l’enthalpie est indépendante du chemin réactionnel. Le nombre d’étapes, la vitesse ou la présence d’un catalyseur ne change pas cette variation entre les mêmes états.

29. Si la réaction directe A→BA\rightarrow B a une variation d’enthalpie de −75 kJ-75\ \mathrm{kJ}, quelle est celle de la réaction inverse ?

−75 kJ-75\ \mathrm{kJ}
+75 kJ+75\ \mathrm{kJ}
−150 kJ-150\ \mathrm{kJ}
0 kJ0\ \mathrm{kJ}

$$+75\ \mathrm{kJ}$$

Explication

L’inversion d’une réaction échange les rôles des états initial et final, donc sa variation d’enthalpie est l’opposée de celle de la réaction directe. La réaction inverse présente ainsi une variation de +75 kJ+75\ \mathrm{kJ}.

30. Quelle condition définit l’état standard d’une substance pure à une température donnée ?

La substance est dans un état physique donné à une pression de 1 bar
La substance est solide à une température de référence et à 1 bar
La substance est liquide à une température fixée et sous vide
La substance est nécessairement gazeuse à une pression de 1 atmosphère

La substance est dans un état physique donné à une pression de 1 bar

Explication

L’état standard correspond à l’état gazeux, liquide ou solide approprié de la substance pure sous une pression de 1 bar, à une température donnée. La température peut être spécifiée séparément et l’état physique n’est pas nécessairement gazeux ou solide.

31. Que représente l’enthalpie molaire standard de formation d’un composé ?

L’enthalpie totale d’une mole d’éléments avant leur transformation en composé
L’enthalpie nécessaire pour vaporiser une mole du composé à pression standard
L’enthalpie libérée par une réaction complète mettant en jeu plusieurs moles de réactifs
L’enthalpie nécessaire pour former une mole du composé à partir de ses éléments standards

L’enthalpie nécessaire pour former une mole du composé à partir de ses éléments standards

Explication

Cette grandeur correspond à l’enthalpie de formation d’une mole de composé à partir de ses éléments dans leurs états standards. Elle ne décrit pas une réaction complète en proportions quelconques ni un changement d’état physique comme la vaporisation.

32. Quelle valeur attribue-t-on aux enthalpies standard de formation des éléments dans leur état standard ?

Elles sont nulles à toute température
Elles sont positives à toute température
Elles sont égales à leur température en kelvins
Elles dépendent de la masse de l’élément considéré

Elles sont nulles à toute température

Explication

Par convention, l’enthalpie standard de formation d’un élément dans son état standard est nulle, quelle que soit la température. Cette référence permet de calculer les variations d’enthalpie standard des réactions.

33. Comment calcule-t-on la variation d’enthalpie standard d’une réaction à partir des enthalpies standard de formation ?

On soustrait la somme des enthalpies des produits à celle des réactifs
On soustrait la somme des enthalpies des réactifs à celle des produits
On additionne les enthalpies standard de formation des réactifs et des produits
On divise l’enthalpie des produits par celle des réactifs selon leurs coefficients

On soustrait la somme des enthalpies des réactifs à celle des produits

Explication

La relation est ΔHrxn∘=∑(ΔHf∘[produits])−∑(ΔHf∘[reˊactifs])\Delta H^\circ_{rxn}=\sum(\Delta H^\circ_f[produits])-\sum(\Delta H^\circ_f[réactifs]), en tenant compte des coefficients stœchiométriques. L’ordre inverse donnerait une valeur de signe opposé.

34. Que mesure principalement l’entropie d’un système ?

Son degré de désordre et d’uniformité
Sa vitesse de transformation et sa réactivité
Sa quantité totale de matière et de charge
Son contenu thermique à pression constante

Son degré de désordre et d’uniformité

Explication

L’entropie, notée S, décrit le désordre et l’uniformité d’un système et s’exprime notamment en J/K. La quantité de matière peut intervenir dans une entropie molaire, mais elle ne constitue pas ce que l’entropie mesure principalement.

35. Quelle évolution décrit correctement l’entropie molaire standard de l’eau à 25 °C lors du passage de la glace à l’eau liquide puis à la vapeur ?

Elle reste proche de 69,9 J/(K·mol) dans les trois états
Elle diminue de 188,7 à 69,9 puis à 47,9 J/(K·mol)
Elle augmente de 47,9 à 69,9 puis à 188,7 J/(K·mol)
Elle augmente de 69,9 à 47,9 puis à 188,7 J/(K·mol)

Elle augmente de 47,9 à 69,9 puis à 188,7 J/(K·mol)

Explication

Les valeurs standards sont de 47,9 J/(K·mol) pour la glace, 69,9 pour le liquide et 188,7 pour la vapeur, ce qui traduit une augmentation avec la liberté de mouvement moléculaire. La diminution proposée inverse l’ordre réel des états.

36. Quelle transformation thermique est interdite par la deuxième loi lorsqu’elle se produit spontanément ?

Le passage de la chaleur d’un corps chaud vers un corps froid
Le passage de la chaleur d’un corps froid vers un corps chaud
L’augmentation de l’entropie totale de l’univers
La conversion d’une partie de la chaleur en travail mécanique

Le passage de la chaleur d’un corps froid vers un corps chaud

Explication

La deuxième loi stipule que la chaleur ne passe pas spontanément d’un corps froid vers un corps chaud et que l’entropie de l’univers augmente. Le transfert d’un corps chaud vers un corps froid est au contraire compatible avec l’évolution spontanée.

37. Comment calcule-t-on la variation d’entropie standard d’une réaction ?

En soustrayant la somme des enthalpies standard des produits de celle des réactifs
En additionnant les entropies standard des réactifs et des produits
En soustrayant la somme des entropies standard des réactifs de celle des produits
En divisant l’entropie standard des produits par celle des réactifs

En soustrayant la somme des entropies standard des réactifs de celle des produits

Explication

La relation est ΔSrxn∘=∑(Sf∘[produits])−∑(Sf∘[reˊactifs])\Delta S^\circ_{rxn}=\sum(S^\circ_f[produits])-\sum(S^\circ_f[réactifs]). Contrairement aux enthalpies standard de formation, les entropies standard des éléments ne sont pas nécessairement nulles.

38. Quelle expression permet de déterminer la variation d’énergie libre de Gibbs d’une réaction à température constante ?

ΔGrxn=ΔHrxn+TΔSrxn\Delta G_{rxn}=\Delta H_{rxn}+T\Delta S_{rxn}
ΔGrxn=ΔHrxn−TΔSrxn\Delta G_{rxn}=\Delta H_{rxn}-T\Delta S_{rxn}
ΔGrxn=TΔHrxn−ΔSrxn\Delta G_{rxn}=T\Delta H_{rxn}-\Delta S_{rxn}
ΔGrxn=ΔSrxn−TΔHrxn\Delta G_{rxn}=\Delta S_{rxn}-T\Delta H_{rxn}

$$\Delta G_{rxn}=\Delta H_{rxn}-T\Delta S_{rxn}$$

Explication

À température constante, l’énergie libre varie selon ΔGrxn=ΔHrxn−TΔSrxn\Delta G_{rxn}=\Delta H_{rxn}-T\Delta S_{rxn}, ce qui combine les contributions enthalpique et entropique. L’enthalpie seule ne suffit donc pas toujours à prévoir la spontanéité.

39. Quel signe de ΔGrxn\Delta G_{rxn} caractérise une réaction spontanée et exergonique ?

ΔGrxn>0\Delta G_{rxn}>0
ΔGrxn=1\Delta G_{rxn}=1
ΔGrxn=0\Delta G_{rxn}=0
ΔGrxn<0\Delta G_{rxn}<0

$$\Delta G_{rxn}<0$$

Explication

Une réaction spontanée et exergonique possède une variation d’énergie libre négative. Une valeur nulle correspond à l’équilibre, tandis qu’une valeur positive caractérise une réaction non spontanée et endergonique.

40. Une réaction thermodynamiquement favorable peut-elle être très lente ?

Oui, car la thermodynamique et la cinétique décrivent des aspects différents
Non, car la vitesse dépend directement du signe de l’énergie libre
Oui, car une réaction favorable possède nécessairement une énergie d’activation nulle
Non, car une réaction favorable atteint rapidement son état final

Oui, car la thermodynamique et la cinétique décrivent des aspects différents

Explication

La thermodynamique indique si une réaction est favorable, tandis que la cinétique détermine sa vitesse. Une réaction favorable peut donc être lente si sa barrière cinétique est importante.

41. Que caractérise un équilibre chimique ?

Une transformation totale où les réactifs deviennent négligeables
Une absence de réaction accompagnée de concentrations nulles
La disparition progressive des réactifs et des produits
Un minimum d’énergie libre avec des concentrations constantes

Un minimum d’énergie libre avec des concentrations constantes

Explication

L’équilibre chimique correspond à un minimum d’énergie libre et à des concentrations constantes au cours du temps. Les réactifs peuvent encore être présents, car l’équilibre n’implique pas une transformation totale.

42. Pour la réaction aqueuse A+B⇌C+DA+B\rightleftharpoons C+D, quelle expression représente la constante d’équilibre ?

K=[C]+[D]−[A]−[B]K=[C]+[D]-[A]-[B]
K=[A][B][C][D]K=\frac{[A][B]}{[C][D]}
K=[C][D][A][B]K=\frac{[C][D]}{[A][B]}
K=[A][B][C][D]K=[A][B][C][D]

$$K=\frac{[C][D]}{[A][B]}$$

Explication

La constante d’équilibre est le rapport du produit des concentrations des produits au produit des concentrations des réactifs, soit K=[C][D][A][B]K=\frac{[C][D]}{[A][B]}. Inverser le rapport donnerait la constante de la réaction écrite dans le sens opposé.

43. Que peut-on déduire d’une constante d’équilibre K>1K>1 à partir de la relation ΔGrxn∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ_{rxn}=-RT\ln K ?

La valeur de ΔGrxn∘\Delta G^\circ_{rxn} est négative
La valeur de ΔGrxn∘\Delta G^\circ_{rxn} est nécessairement nulle
La valeur de ΔGrxn∘\Delta G^\circ_{rxn} est positive
La valeur de ΔGrxn∘\Delta G^\circ_{rxn} ne dépend pas de la température

La valeur de $$\Delta G^\circ_{rxn}$$ est négative

Explication

Si K>1K>1, alors ln⁡K>0\ln K>0 et le signe moins dans ΔGrxn∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ_{rxn}=-RT\ln K rend la variation d’énergie libre standard négative. Une constante inférieure à 1 conduirait au signe positif.

44. Comment un système à l’équilibre réagit-il lorsqu’une perturbation lui est imposée selon le principe de Le Châtelier ?

Il transforme toute la matière dans le sens de la réaction inverse
Il évolue dans le sens qui amplifie l’effet de la perturbation
Il évolue dans le sens qui diminue l’effet de la perturbation
Il conserve ses concentrations sans modifier sa composition

Il évolue dans le sens qui diminue l’effet de la perturbation

Explication

Le principe de Le Châtelier indique qu’un système à l’équilibre évolue de façon à annuler ou à diminuer la perturbation subie. Il ne signifie pas que la composition reste inchangée après une perturbation.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 92 flashcards sur Chimie générale : matière et réactions.

Qu'est-ce qui différencie un mélange d'un corps pur ?

Un mélange contient plusieurs constituants séparables, un corps pur a des propriétés constantes et une formule chimique.

Quand un mélange est-il dit homogène ?

Lorsque ses constituants ne sont pas distinguables à l’échelle considérée.

Quand un mélange est-il dit hétérogène ?

Lorsque ses constituants sont distinguables à l’échelle considérée.

Voir les flashcards →

Approfondir avec la fiche

Consultez la fiche de révision complète sur Chimie générale : matière et réactions.

Voir la fiche →

Cours similaires

La personne en situation de handicap

Champignons, parasites et flores microbiennes

Divisions cellulaires des eucaryotes

SVT

Définir et évaluer la biodiversité

SVT

Histoire et formation de la matière

Physique

Petite enfance et développement en contexte

Crée tes propres QCM

Importe ton cours et l'IA génère des QCM avec corrections en 30 secondes.

Générateur de QCM