QCM : Eau, électrolytes et conductimétrie (22 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Dans une molécule d’eau, vers quel atome le nuage électronique de chaque liaison O–H est-il davantage attiré ?

Vers l’hydrogène, plus électronégatif que l’oxygène
Vers les deux atomes de façon équivalente
Vers l’oxygène, plus électronégatif que l’hydrogène
Vers l’atome qui porte déjà une charge ionique

Vers l’oxygène, plus électronégatif que l’hydrogène

Explication

L’oxygène étant plus électronégatif que l’hydrogène, il attire davantage les électrons de la liaison O–H, qui est ainsi polarisée. L’attraction vers l’hydrogène inverse l’électronégativité, l’attraction équivalente nie la polarisation, et l’attraction par une charge ionique confond polarisation et ionisation.

2. Une molécule d’eau adopte une géométrie coudée plutôt que linéaire. Quelle conséquence cela a-t-il sur la répartition de ses charges ?

Elle porte une charge nette positive
Elle ne possède aucun dipôle moléculaire
Elle possède un dipôle permanent
Elle possède un dipôle qui apparaît seulement en présence d’ions

Elle possède un dipôle permanent

Explication

La géométrie non linéaire de l’eau fait que les dipôles des liaisons ne s’annulent pas, ce qui produit un dipôle permanent. Une charge nette positive confond polarité et ionisation, la géométrie linéaire est contraire au cas décrit, et la polarité de l’eau ne dépend pas de la présence d’ions.

3. Lorsqu’on dissout HCl dans l’eau, quelle séquence décrit correctement les trois étapes de la solvatation ?

Polarisation et ionisation de H–Cl, dissociation des ions, puis solvatation des ions
Dissociation de H–Cl, solvatation des ions, puis polarisation de la liaison
Solvatation de HCl intact, ionisation, puis dissociation des ions
Polarisation et ionisation de H–Cl, solvatation des ions, puis dissociation

Polarisation et ionisation de H–Cl, dissociation des ions, puis solvatation des ions

Explication

La solvatation de HCl commence par la polarisation et l’ionisation de la liaison, se poursuit par la dissociation favorisée par la constante diélectrique de l’eau, puis les ions sont solvatés. Solvater HCl intact confond l’état moléculaire et l’étape finale, tandis que les deux autres propositions déplacent ou inversent les étapes.

4. Dans une solution ionique traversée par un courant, quelles espèces assurent le transport de l’électricité ?

Les ions dissous
Les électrons libres
Les molécules neutres du soluté
Les molécules d’eau

Les ions dissous

Explication

Dans une solution, le transport de l’électricité est assuré par les ions, et non par les électrons. Les électrons libres reprennent le modèle de conduction électronique, tandis que les molécules d’eau et les molécules neutres ne sont pas les porteurs indiqués.

5. Un composé est ajouté à l’eau et la solution devient conductrice parce que le composé s’y dissocie en ions. Comment classe-t-on ce composé ?

Un conducteur électronique
Un électrolyte
Un composé moléculaire neutre
Un solvant

Un électrolyte

Explication

Un électrolyte est un composé qui se dissocie en ions en solution et rend alors la solution conductrice. Un solvant désigne le milieu de dissolution, un composé moléculaire neutre ne rend pas compte de la dissociation, et le conducteur électronique attribue la conduction aux électrons.

6. Un acide faible de concentration CC donne une concentration de base conjuguée égale à 0,15C0{,}15C. Quelle est son degré de dissociation α\alpha ?

0,850{,}85
6,676{,}67
1515
0,150{,}15

$$0{,}15$$

Explication

Par définition, α=[base]/C\alpha=[\text{base}]/C ; ici, α=0,15C/C=0,15\alpha=0{,}15C/C=0{,}15. Le rapport inverse donne 6,676{,}67, la soustraction donne 0,850{,}85, et la valeur 1515 correspond à exprimer le rapport en pourcentage plutôt qu’en fraction.

7. Une mesure montre qu’un électrolyte a un degré de dissociation α=0,72\alpha=0{,}72. À quelle catégorie appartient-il ?

Un électrolyte faible, partiellement dissocié
Un électrolyte fort, totalement dissocié
Un électrolyte fort, partiellement dissocié
Un composé non électrolytique, sans ions en solution

Un électrolyte faible, partiellement dissocié

Explication

Un électrolyte faible a α<1\alpha<1 et est partiellement dissocié ; avec α=0,72\alpha=0{,}72, cette catégorie s’applique. La catégorie forte exige α=1\alpha=1, l’absence d’ions confond dissociation partielle et inexistante, et « fort, partiellement dissocié » associe deux critères incompatibles.

8. Que caractérise la conductivité γ\gamma d’une solution, et dans quelle unité s’exprime-t-elle ?

La quantité de matière par volume, en mol⋅m−3\text{mol·m}^{-3}
La facilité de passage du courant, en \Omega−1⋅m−1\text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}
La conductivité molaire, en \Omega−1⋅m2⋅mol−1\text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}
L’opposition au passage du courant, en \Omega\text{\Omega}

La facilité de passage du courant, en $$\text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}$$

Explication

La conductivité mesure la facilité avec laquelle une solution laisse passer le courant et s’exprime en \Omega−1⋅m−1\text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}. La résistance mesure l’opposition au courant, la concentration s’exprime en mol·m⁻³ et l’unité en Ω⁻¹·m²·mol⁻¹ correspond à une conductivité molaire.

9. Une solution contient deux ions, chacun à 2,0 mol⋅m−32{,}0\ \text{mol·m}^{-3}. Leurs conductivités ioniques molaires valent respectivement 0,0100{,}010 et 0,015 \Omega−1⋅m2⋅mol−10{,}015\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}. Quelle est la conductivité de la solution ?

0,010 \Omega−1⋅m−10{,}010\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}
0,050 \Omega−1⋅m−10{,}050\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}
0,030 \Omega−1⋅m−10{,}030\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}
0,025 \Omega−1⋅m−10{,}025\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}

$$0{,}050\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}$$

Explication

La conductivité est additive : γ=∑iCiλi\gamma=\sum_i C_i\lambda_i. Les deux contributions valent 2,0×0,010=0,0202{,}0\times0{,}010=0{,}020 et 2,0×0,015=0,0302{,}0\times0{,}015=0{,}030, soit 0,050 \Omega−1⋅m−10{,}050\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1} au total ; 0,030 ne retient que la seconde contribution.

10. Comment définit-on la conductivité ionique limitante λi0\lambda_i^0 d’un ion ?

La conductivité ionique molaire lorsque la concentration de l’ion atteint sa valeur maximale
La conductivité ionique molaire lorsque la concentration de l’ion tend vers zéro
La somme des conductivités molaires de tous les ions à concentration finie
La conductivité totale de la solution lorsque la concentration reste constante

La conductivité ionique molaire lorsque la concentration de l’ion tend vers zéro

Explication

La conductivité ionique limitante est la conductivité ionique molaire d’un ion à dilution infinie, lorsque sa concentration tend vers zéro. Une concentration maximale ou constante ne correspond pas à cette limite, et la conductivité totale concerne la solution plutôt qu’un ion pris individuellement.

11. Une solution a une conductivité γ=0,24 \Omega−1⋅m−1\gamma=0{,}24\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1} et une concentration C=3,0 mol⋅m−3C=3{,}0\ \text{mol·m}^{-3}. Quelle est sa conductivité molaire équivalente ?

0,080 \Omega−1⋅m2⋅mol−10{,}080\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}
0,080 \Omega−1⋅m−10{,}080\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^{-1}
0,72 \Omega−1⋅m2⋅mol−10{,}72\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}
12 \Omega−1⋅m2⋅mol−112\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}

$$0{,}080\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}$$

Explication

La définition est Λm=γ/C\Lambda_m=\gamma/C ; ici, 0,24/3,0=0,080 \Omega−1⋅m2⋅mol−10{,}24/3{,}0=0{,}080\ \text{\Omega}^{-1}\text{·m}^2\text{·mol}^{-1}. La valeur 12 inverse le rapport, 0,72 correspond à une multiplication et Ω⁻¹·m⁻¹ est l’unité de conductivité.

12. Pour un électrolyte fort, on trace Λm\Lambda_m en fonction de C\sqrt{C}. Quelle relation décrit l’évolution prévue par la loi de Kohlrausch ?

Λm=αΛm0−α3/2kC\Lambda_m=\alpha\Lambda_m^0-\alpha^{3/2}k\sqrt{C}
Λm=Λm0−kC\Lambda_m=\Lambda_m^0-kC
Λm=Λm0+kC\Lambda_m=\Lambda_m^0+k\sqrt{C}
Λm=Λm0−kC\Lambda_m=\Lambda_m^0-k\sqrt{C}

$$\Lambda_m=\Lambda_m^0-k\sqrt{C}$$

Explication

Pour un électrolyte fort, la loi de Kohlrausch s’écrit Λm=Λm0−kC\Lambda_m=\Lambda_m^0-k\sqrt{C}. L’expression avec α\alpha correspond à un électrolyte faible, tandis que les autres propositions changent le signe ou remplacent C\sqrt{C} par CC.

13. Dans une solution d’électrolyte faible, le degré de dissociation est α=0,50\alpha=0{,}50. Quelle expression permet de calculer sa conductivité molaire à la concentration CC ?

Λm=Λm0−(0,50)3/2kC\Lambda_m=\Lambda_m^0-(0{,}50)^{3/2}k\sqrt{C}
Λm=0,50Λm0−(0,50)3/2kC\Lambda_m=0{,}50\Lambda_m^0-(0{,}50)^{3/2}k\sqrt{C}
Λm=0,50Λm0−0,50kC\Lambda_m=0{,}50\Lambda_m^0-0{,}50k\sqrt{C}
Λm=Λm0−kC\Lambda_m=\Lambda_m^0-k\sqrt{C}

$$\Lambda_m=0{,}50\Lambda_m^0-(0{,}50)^{3/2}k\sqrt{C}$$

Explication

Pour un électrolyte faible, Λm=αΛm0−α3/2kC\Lambda_m=\alpha\Lambda_m^0-\alpha^{3/2}k\sqrt{C} ; en remplaçant α\alpha par 0,50, on obtient l’expression indiquée. La loi d’un électrolyte fort omet la dissociation partielle, et les autres expressions omettent un facteur ou changent l’exposant de α\alpha.

14. Une solution saturée très diluée de PbCl₂ présente une conductivité mesurée γ. Quelle expression permet d’estimer sa solubilité s, en utilisant la conductivité ionique limite molaire indiquée ?

s=γλPb2+0+λCl−0s = \frac{\gamma}{\lambda^0_{\mathrm{Pb}^{2+}} + \lambda^0_{\mathrm{Cl}^-}}
s=λPb2+0+2λCl−0γs = \frac{\lambda^0_{\mathrm{Pb}^{2+}} + 2\lambda^0_{\mathrm{Cl}^-}}{\gamma}
s=γλPb2+0s = \frac{\gamma}{\lambda^0_{\mathrm{Pb}^{2+}}}
s=γλPb2+0+2λCl−0s = \frac{\gamma}{\lambda^0_{\mathrm{Pb}^{2+}} + 2\lambda^0_{\mathrm{Cl}^-}}

$$s = \frac{\gamma}{\lambda^0_{\mathrm{Pb}^{2+}} + 2\lambda^0_{\mathrm{Cl}^-}}$$

Explication

Pour PbCl₂, la conductivité ionique limite molaire comprend une contribution de Pb²⁺ et deux contributions de Cl⁻; la solubilité est le rapport de γ à cette somme. Omettre le facteur 2 néglige la stœchiométrie, inverser le rapport échange conductivité et solubilité, et ne retenir que le cation exclut les ions chlorure.

15. Lors d’un dosage conductimétrique de HCl par NaOH, comment évolue la conductivité avant, au voisinage de, puis après l’équivalence ?

Elle reste stable, atteint celle de NaCl, puis diminue.
Elle diminue, atteint celle de HCl, puis augmente.
Elle augmente, atteint celle de NaCl, puis diminue.
Elle diminue, atteint celle de NaCl, puis augmente.

Elle diminue, atteint celle de NaCl, puis augmente.

Explication

Avant l’équivalence, H⁺, très conducteur, est remplacé par Na⁺, moins conducteur; à l’équivalence, la solution correspond à NaCl, puis l’excès de NaOH fait augmenter la conductivité. L’augmentation initiale inverse les conductivités relatives, le palier à HCl confond la solution à l’équivalence, et la baisse finale inverse l’effet de l’excès de base.

16. Pendant le dosage de KCl par AgNO₃, quel profil de conductivité prévoit-on avant et après l’équivalence ?

Une augmentation avant l’équivalence, puis une faible variation.
Une faible variation avant l’équivalence, puis une augmentation.
Une forte baisse avant l’équivalence, puis une augmentation.
Une faible variation avant l’équivalence, puis une diminution.

Une faible variation avant l’équivalence, puis une augmentation.

Explication

Avant l’équivalence, Cl⁻ est remplacé par NO₃⁻, ce qui produit une faible variation; après, l’excès d’Ag⁺ et de NO₃⁻ accroît la conductivité. Une forte baisse exagère l’effet du remplacement, une baisse finale inverse l’effet de l’excès d’ions, et une hausse avant l’équivalence situe l’excès d’Ag⁺ au mauvais moment.

17. Dans une solution contenant plusieurs espèces ioniques, que caractérise la force ionique ?

Le caractère globalement chargé, compte tenu des concentrations et des charges de tous les ions.
La concentration de l’ion majoritaire, indépendamment des autres ions.
La quantité totale de matière dissoute, sans tenir compte des charges.
La charge nette de la solution, obtenue par compensation des ions.

Le caractère globalement chargé, compte tenu des concentrations et des charges de tous les ions.

Explication

La force ionique décrit le caractère chargé global en tenant compte de tous les ions, de leurs concentrations et du carré de leurs charges. La quantité totale dissoute ignore les charges, la charge nette repose sur leur compensation, et l’ion majoritaire ne représente pas l’ensemble des espèces.

18. Une solution contient des ions A²⁺ à 0,10 mol/L0{,}10\ \mathrm{mol/L} et des ions B⁻ à 0,20 mol/L0{,}20\ \mathrm{mol/L}. Quelle est sa force ionique selon I=12∑iCizi2I = \frac{1}{2}\sum_i C_i z_i^2 ?

0,15 mol/L0{,}15\ \mathrm{mol/L}
0,20 mol/L0{,}20\ \mathrm{mol/L}
0,60 mol/L0{,}60\ \mathrm{mol/L}
0,30 mol/L0{,}30\ \mathrm{mol/L}

$$0{,}30\ \mathrm{mol/L}$$

Explication

La somme pondérée vaut 0,10×22+0,20×12=0,60 mol/L0{,}10\times 2^2 + 0{,}20\times 1^2 = 0{,}60\ \mathrm{mol/L}; la multiplication par 12\frac{1}{2} donne I=0,30 mol/LI=0{,}30\ \mathrm{mol/L}. La valeur 0,60 omet le facteur un demi, 0,20 emploie les charges sans les mettre au carré, et 0,15 ne pondère pas correctement les concentrations par les charges.

19. Une solution électrolytique s’écarte du comportement idéal. Quel rôle la théorie de Debye et Hückel attribue-t-elle aux interactions entre ions ?

Les réactions chimiques entre ions expliquent les écarts et leur vitesse donne les coefficients d’activité.
La dissociation incomplète explique les écarts et le degré de dissociation donne les coefficients d’activité.
Les interactions électrostatiques expliquent les écarts et la force ionique aide à estimer les coefficients d’activité.
La viscosité du solvant explique les écarts et la concentration totale donne les coefficients d’activité.

Les interactions électrostatiques expliquent les écarts et la force ionique aide à estimer les coefficients d’activité.

Explication

Debye et Hückel relient les écarts à l’idéalité aux interactions électrostatiques et permettent d’estimer les coefficients d’activité à partir de la force ionique. La dissociation, la viscosité et la vitesse de réaction ne constituent pas le mécanisme ni le paramètre décrits ici.

20. À 25 °C et 105 Pa10^5\ \mathrm{Pa}, une espèce ionique a une concentration CiC_i et un coefficient d’activité γi\gamma_i. Quelle expression donne son activité ionique ?

ai=γiCiC0a_i = \gamma_i C_i C_0, avec C0=1 mol/LC_0=1\ \mathrm{mol/L}
ai=γiCiC0a_i = \gamma_i\frac{C_i}{C_0}, avec C0=1 mol/LC_0=1\ \mathrm{mol/L}
ai=γia_i = \gamma_i
ai=CiC0a_i = \frac{C_i}{C_0}, avec C0=1 mol/LC_0=1\ \mathrm{mol/L}

$$a_i = \gamma_i\frac{C_i}{C_0}$$, avec $$C_0=1\ \mathrm{mol/L}$$

Explication

L’activité ionique est une concentration corrigée, définie par ai=γiCi/C0a_i=\gamma_i C_i/C_0, où la concentration de référence vaut 1 mol/L1\ \mathrm{mol/L} dans les conditions données. Omettre γi\gamma_i ignore la correction, multiplier par C0C_0 inverse son rôle dimensionnel, et retenir le seul coefficient ne tient pas compte de la concentration.

21. Dans un mélange réactionnel, les réactions directe et inverse continuent à l’échelle moléculaire, mais les proportions de réactifs et de produits demeurent constantes au cours du temps. Quel état décrit cette situation ?

Une égalité des quantités de réactifs et de produits
Un arrêt macroscopique de toutes les réactions
Une transformation complète en produits
Un équilibre chimique dynamique

Un équilibre chimique dynamique

Explication

À l’équilibre, le système n’évolue plus macroscopiquement et les proportions restent constantes, même si les réactions directe et inverse se poursuivent. L’arrêt des réactions confond l’équilibre avec une immobilité moléculaire, l’égalité des quantités n’est pas requise et la transformation complète ne correspond pas à la coexistence des réactifs et des produits.

22. Pour une réaction dont l’équation est 2A+B⇌C+3D2A + B \rightleftharpoons C + 3D, quelle expression de la constante d’équilibre respecte le signe des coefficients stœchiométriques des produits et des réactifs ?

K=aA2aBaCaD3K = \frac{a_A^2 a_B}{a_C a_D^3}
K=aCaD3aA2aBK = \frac{a_C a_D^3}{a_A^2 a_B}
K=aCaDaAaBK = \frac{a_C a_D}{a_A a_B}
K=aCaD3aA2K = \frac{a_C a_D^3}{a_A^2}

$$K = \frac{a_C a_D^3}{a_A^2 a_B}$$

Explication

Dans l’expression de KK, les activités des produits portent des exposants positifs et celles des réactifs des exposants négatifs, égaux à leurs coefficients stœchiométriques. L’expression inversée change les signes, l’omission de aBa_B oublie un réactif et les exposants unitaires ignorent les coefficients de l’équation.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 54 flashcards sur Eau, électrolytes et conductimétrie.

Dans H₂O, quel atome attire davantage les électrons de la liaison O–H ?

L’oxygène.

Quelle conséquence l’attraction de l’oxygène a-t-elle sur la liaison O–H ?

La liaison O–H est polarisée.

Quelle propriété de la géométrie de H₂O entraîne un dipôle permanent ?

Sa géométrie non linéaire.

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