QCM : Composition et quantité de matière — 36 questions

Explication

La masse molaire correspond à la masse d’une mole d’entités chimiques et s’exprime en g·mol⁻¹. La masse d’une seule entité concerne une particule individuelle et ne représente pas la masse molaire.

Explication

Un composé ionique est formé par des ions de charges opposées, dont l’attraction assure la cohésion de l’ensemble. Des molécules neutres correspondent à une autre catégorie d’entités chimiques.

Explication

Une intensité supérieure à zéro indique la présence d’ions mobiles dans la solution, car ils permettent le passage du courant. Des molécules neutres ne sont pas responsables de cette conduction dans cette règle expérimentale.

Explication

Le nombre d’entités s’obtient en divisant la masse totale de l’échantillon par la masse d’une entité. Le quotient inverse et les opérations d’addition ou de multiplication ne correspondent pas au dénombrement recherché.

Explication

La masse totale est la somme des masses des $N$ entités identiques, donc elle s’écrit comme leur nombre multiplié par la masse d’une entité. Le nombre d’entités apparaît ainsi comme un facteur et non comme un diviseur.

Explication

La densité se calcule par $d = \frac{\rho}{\rho_{\text{eau}}}$, soit $d = \frac{0{,}80}{1{,}0} = 0{,}80$. Elle est sans unité, contrairement à la masse volumique qui s’exprime en g·mL⁻¹.

Explication

La quantité de matière est d’abord convertie en une masse ou un volume correspondant, puis le matériel adapté est choisi et la grandeur calculée est mesurée. Au laboratoire, on mesure directement une masse ou un volume, et non la quantité de matière elle-même.

Explication

Le nombre d’entités est égal à la quantité de matière multipliée par la constante d’Avogadro, soit $N = n \times N_A$. La relation $n = \frac{N}{N_A}$ permet au contraire de retrouver la quantité de matière à partir du nombre d’entités.

Explication

Le dosage par étalonnage repose sur la mesure du signal de solutions étalons, la construction de la courbe $A=f(C)$, puis la détermination de la concentration inconnue à partir de son absorbance. Une solution étalon possède une concentration connue, tandis que la solution dosée a une concentration inconnue.

Explication

La relation de dilution donne $C_{\text{mère}}V_{\text{mère}}=C_{\text{fille}}V_{\text{fille}}$, donc $V_{\text{mère}}=\frac{0,20\times250}{0,80}=62,5\ \text{mL}$. Prélever 200 mL correspondrait à une dilution trop faible pour atteindre la concentration demandée.

Explication

La masse volumique est définie par $\rho = \frac{m}{V}$, donc $\rho = \frac{300}{150} = 2{,}0\ \text{g·mL}^{-1}$. La valeur $0{,}50\ \text{g·mL}^{-1}$ provient de l’inversion du rapport.

Explication

La dilution consiste à ajouter du solvant à une solution mère : le volume augmente, la concentration diminue et la quantité de matière du soluté reste constante. Une augmentation de la quantité de matière nécessiterait un ajout de soluté, ce qui n’est pas l’opération décrite.

Explication

Dans un atome, la neutralité électrique impose un nombre d’électrons égal au nombre de protons, soit ici 17 électrons. Le nombre de neutrons ne modifie pas cette égalité entre charges positives et négatives.

Explication

Le nombre de masse est la somme des protons et des neutrons : $A = 11 + 12 = 23$. Le nombre 11 correspond au numéro atomique $Z$, qui compte les protons.

Explication

Une molécule est constituée de plusieurs atomes assemblés et possède une charge électrique globale nulle. Un ion monoatomique, au contraire, porte une charge parce qu’il a gagné ou perdu des électrons.

Explication

La masse d’une entité moléculaire ou ionique correspond à la somme des masses de tous les atomes qui la composent. La charge électrique ne fournit pas la masse totale et le constituant le plus lourd ne suffit pas à la déterminer.

Explication

On calcule d’abord la masse avec $m=nM$, puis le volume avec $V=\frac{m}{\rho}$, ce qui donne environ $38{,}4\ \text{mL}$. La masse doit donc être convertie en volume à l’aide de la masse volumique avant le prélèvement de l’huile.

Explication

La dissolution consiste à introduire un soluté dans un solvant afin de créer une solution de concentration donnée. Ajouter du solvant à une solution mère relève de la dilution, qui part d’une solution déjà préparée.

Explication

Un ion monoatomique provient d’un seul atome qui a gagné ou perdu des électrons, tandis qu’un ion polyatomique rassemble plusieurs atomes. La présence de plusieurs atomes ne rend pas nécessairement l’entité neutre.

Explication

Une mole contient exactement $6{,}022 \times 10^{23}$ entités, et la constante d’Avogadro a cette valeur par mole, avec l’unité $\mathrm{mol}^{-1}$. Le nombre d’entités par mole reste fixé, tandis que le nombre total d’entités d’un échantillon dépend de sa quantité de matière.

Explication

Une solution aqueuse est un mélange homogène dans lequel l’eau joue le rôle de solvant et une ou plusieurs espèces dissoutes jouent celui de solutés. Elle peut contenir des solutés de natures différentes, et n’est donc pas un corps pur.

Explication

Le pourcentage volumique se calcule par $p(B)=\frac{V(B)}{V_{\text{total}}}\times100$, donc $\frac{15}{60}\times100=25\ \%$. Utiliser les masses à la place des volumes conduirait à un autre type de pourcentage.

Explication

La masse molaire moléculaire s’obtient en additionnant les masses molaires atomiques correspondant à tous les atomes de la formule chimique. Le nombre de molécules et le volume de l’échantillon n’interviennent pas dans cette addition.

Explication

La concentration massique vaut $C_m=\frac{m}{V}=\frac{8}{2}=4\ \text{g·L}^{-1}$. La valeur de 16 g·L⁻¹ provient d’une multiplication de la masse par le volume, ce qui ne correspond pas à la définition.

Explication

Une espèce chimique regroupe un très grand nombre d’entités chimiques identiques. Un mélange, en revanche, peut contenir plusieurs espèces chimiques différentes.

Explication

La quantité de matière est une grandeur de comptage des entités chimiques et son unité est la mole, de symbole mol. La masse, le volume et la charge électrique sont d’autres grandeurs physiques avec leurs propres unités.

Explication

L’eau salée contient du chlorure de sodium et de l’eau, et son intensité de 132 mA révèle la présence d’ions conducteurs. Le saccharose concerne l’eau sucrée et ne rend pas compte de cette mesure.

Explication

L’écart relatif est la différence absolue entre la mesure et la référence, rapportée à la valeur de référence. La différence simple ne tient pas compte de l’échelle de la référence et ne constitue donc pas un écart relatif.

Explication

Pour un gaz, on applique $n = \frac{V}{V_m}$, soit $n = \frac{12{,}0}{24{,}0} = 0{,}500\ \text{mol}$. La relation fondée sur la masse et la masse molaire concerne les échantillons caractérisés par leur masse.

Explication

Le pourcentage massique compare la masse de l’espèce A à la masse totale du mélange. L’expression fondée sur les volumes correspond au pourcentage volumique, et non au pourcentage massique.

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons constituant le noyau. Le nombre total de nucléons, protons et neutrons réunis, est donné par le nombre de masse $A$.

Explication

La masse d’un atome est approximativement celle de son noyau, soit le nombre de nucléons multiplié par la masse d’un nucléon. La masse des électrons est négligeable et ne doit pas remplacer celle des nucléons dans cette estimation.

Explication

Une dilution correcte commence par le prélèvement d’un volume de solution mère, suivi de son transfert dans la fiole jaugée et d’un complément à l’eau distillée jusqu’au trait. Le bouchage et l’homogénéisation assurent ensuite une solution uniformément mélangée.

Explication

La concentration molaire est définie par $C=\frac{n}{V}$, où $n$ est la quantité de matière du soluté et $V$ le volume de la solution. La masse du soluté intervient directement dans la concentration massique, pas dans cette formule.

Explication

La relation $n = \frac{m}{M}$ donne ici $n = \frac{10{,}0}{20{,}0} = 0{,}500\ \text{mol}$. Multiplier la masse par la masse molaire conduirait à une grandeur qui n’est pas la quantité de matière.

Explication

À 20 °C et sous 1013 hPa, le volume molaire des gaz vaut 24,0 L·mol⁻¹. Cette valeur dépend des conditions de température et de pression, contrairement à la constante d’Avogadro.