QCM : Eau et solutions aqueuses (32 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelle répartition décrit correctement l’eau de l’organisme selon ses compartiments ?

70 % est plasmatique, 20 % interstitielle, 7 % intracellulaire et 3 % dans d’autres espaces.
70 % est interstitielle, 20 % intracellulaire, 7 % dans d’autres espaces et 3 % plasmatique.
70 % est intracellulaire, 20 % plasmatique, 7 % interstitielle et 3 % dans d’autres espaces.
70 % est intracellulaire, 20 % interstitielle, 7 % plasmatique et 3 % dans d’autres espaces.

70 % est intracellulaire, 20 % interstitielle, 7 % plasmatique et 3 % dans d’autres espaces.

Explication

La majeure partie de l’eau se trouve dans le milieu intracellulaire, puis dans le fluide interstitiel, le plasma et d’autres espaces. La répartition plaçant le compartiment interstitiel en première position inverse les proportions des deux principaux compartiments.

2. Quelle valeur correspond à la chaleur massique de l’eau ?

2,245 J·K⁻¹·g⁻¹, soit 1 cal·K⁻¹·g⁻¹.
4,18 J·K⁻¹·g⁻¹, soit 1 cal·K⁻¹·g⁻¹.
2245 J·K⁻¹·g⁻¹, soit 1 cal·K⁻¹·g⁻¹.
4,18 J·g⁻¹, soit 1 cal·g⁻¹.

4,18 J·K⁻¹·g⁻¹, soit 1 cal·K⁻¹·g⁻¹.

Explication

La chaleur massique de l’eau vaut 4,18 J·K⁻¹·g⁻¹, équivalant à 1 cal·K⁻¹·g⁻¹. La valeur de 2245 J·g⁻¹ correspond à la chaleur de vaporisation, et non à la chaleur massique.

3. Pourquoi l’évaporation de la sueur contribue-t-elle efficacement au refroidissement du corps ?

Parce que l’eau évaporée emporte peu d’énergie, ce qui limite le refroidissement de la peau.
Parce que la vaporisation de l’eau absorbe beaucoup d’énergie, avec une chaleur de 2245 J·g⁻¹.
Parce que l’eau possède une chaleur massique élevée, qui libère 2245 J·g⁻¹ pendant son évaporation.
Parce que la sueur se condense sur la peau et lui transfère l’énergie absorbée dans l’air.

Parce que la vaporisation de l’eau absorbe beaucoup d’énergie, avec une chaleur de 2245 J·g⁻¹.

Explication

La chaleur de vaporisation élevée de l’eau permet à la sueur d’absorber et d’évacuer une quantité importante d’énergie en s’évaporant. Une chaleur massique élevée décrit l’énergie requise pour changer la température, pas l’énergie absorbée lors du changement d’état.

4. Quelle comparaison entre l’angle tétraédrique idéal et l’angle H–O–H de l’eau est correcte ?

L’angle idéal vaut 109°28′ et l’angle H–O–H vaut 104°30′.
Les deux angles valent 109°28′ dans la géométrie de la molécule d’eau.
L’angle idéal vaut 104°30′ et l’angle H–O–H vaut 109°28′.
Les deux angles valent 104°30′ dans la géométrie tétraédrique idéale.

L’angle idéal vaut 109°28′ et l’angle H–O–H vaut 104°30′.

Explication

L’angle tétraédrique idéal est de 109°28′, tandis que l’angle entre les liaisons H–O–H dans l’eau est de 104°30′. Intervertir ces valeurs confond l’angle de référence idéal avec l’angle réel de la molécule.

5. Comment la différence d’électronégativité entre l’oxygène et l’hydrogène polarise-t-elle la molécule d’eau ?

Les électrons sont répartis également, de sorte que l’oxygène et les hydrogènes restent sans charges partielles.
L’hydrogène attire davantage les électrons et porte une charge partielle δ−, tandis que l’oxygène porte 2δ+.
L’oxygène attire davantage les électrons et porte une charge partielle 2δ−, tandis que chaque hydrogène porte δ+.
L’oxygène attire davantage les électrons et porte une charge partielle δ−, tandis que chaque hydrogène porte 2δ+.

L’oxygène attire davantage les électrons et porte une charge partielle 2δ−, tandis que chaque hydrogène porte δ+.

Explication

Plus électronégatif, l’oxygène attire davantage les électrons et porte une charge partielle négative de 2δ− ; chaque hydrogène porte δ+. L’inversion des signes des charges ne correspond pas au déplacement électronique vers l’oxygène.

6. Quelle valeur caractérise le moment dipolaire permanent d’une molécule d’eau ?

6 × 10⁻³⁰ C·m.
6 × 10⁻³⁰ C·s.
6 × 10⁻³⁰ J·m.
6 × 10⁻²⁰ C·m.

6 × 10⁻³⁰ C·m.

Explication

Le moment dipolaire permanent de la molécule d’eau vaut 6 × 10⁻³⁰ C·m. L’unité C·s mesure une charge multipliée par un temps, alors que le moment dipolaire s’exprime en charge multipliée par une distance.

7. Quelle description définit une liaison hydrogène dans le contexte de l’eau ?

Une interaction de type électrostatique entre un hydrogène et un oxygène.
Une attraction gravitationnelle entre deux molécules d’eau.
Une interaction électrostatique entre deux atomes d’hydrogène.
Une liaison covalente qui unit directement deux atomes d’oxygène.

Une interaction de type électrostatique entre un hydrogène et un oxygène.

Explication

Une liaison hydrogène est une interaction de type électrostatique entre un hydrogène et un oxygène. Une liaison covalente entre deux oxygènes décrit un autre type de liaison et ne correspond pas à cette définition.

8. Dans la glace, combien de liaisons hydrogène chaque molécule d’eau forme-t-elle ?

Quatre : deux par atome d’oxygène et une pour chaque atome d’hydrogène.
Quatre : une par atome d’oxygène et trois réparties entre les atomes d’hydrogène.
Deux : une par atome d’oxygène et une pour chaque atome d’hydrogène.
Trois : deux par atome d’oxygène et une pour les deux atomes d’hydrogène réunis.

Quatre : deux par atome d’oxygène et une pour chaque atome d’hydrogène.

Explication

Dans la glace, chaque molécule d’eau forme quatre liaisons hydrogène : deux associées à l’oxygène et une à chacun des deux hydrogènes. Le décompte de trois correspond à une confusion avec certaines descriptions de l’eau liquide.

9. Quelle caractéristique décrit les liaisons hydrogène dans l’eau liquide ?

Chaque molécule en forme trois ou quatre, et leur durée de vie va de 10⁻³ à 10⁻⁶ s.
Chaque molécule en forme quatre, et leur durée de vie va de 10⁻⁸ à 10⁻¹¹ s.
Chaque molécule en forme une ou deux, et leur durée de vie va de 10⁻⁸ à 10⁻¹¹ s.
Chaque molécule en forme trois ou quatre, et leur durée de vie va de 10⁻⁸ à 10⁻¹¹ s.

Chaque molécule en forme trois ou quatre, et leur durée de vie va de 10⁻⁸ à 10⁻¹¹ s.

Explication

L’eau liquide est un pseudo-cristal fluide dans lequel chaque molécule forme trois ou quatre liaisons hydrogène, de durée de vie très brève. Le nombre de quatre liaisons par molécule est caractéristique de la glace dans la comparaison donnée.

10. Comment la densité de l’eau liquide évolue-t-elle lorsque sa température augmente de 0 à 100 °C ?

Elle augmente de 0 à 100 °C, avec une hausse plus marquée après 4 °C.
Elle diminue de 0 à 4 °C, puis augmente de 4 à 100 °C.
Elle augmente de 0 à 4 °C, puis diminue de 4 à 100 °C.
Elle diminue de 0 à 100 °C, avec une baisse plus marquée avant 4 °C.

Elle augmente de 0 à 4 °C, puis diminue de 4 à 100 °C.

Explication

La densité de l’eau liquide augmente jusqu’à 4 °C, puis diminue lorsque la température continue de monter jusqu’à 100 °C. La tendance inverse place à tort la densité en baisse au début du réchauffement.

11. Quels sont les trois états sous lesquels l’eau peut exister ?

Solide, cristallin et gazeux
Solide, liquide et gazeux
Solide, liquide et plasma
Liquide, gazeux et ionisé

Solide, liquide et gazeux

Explication

L’eau existe sous les états solide, liquide et gazeux. Le plasma et l’état ionisé ne font pas partie des trois états indiqués ici.

12. À pression atmosphérique, à quelles températures l’eau pure fond-elle et bout-elle, respectivement ?

Elle fond à 100 °C et bout à 0 °C.
Elle fond à 0 °C et bout à 100 °C.
Elle fond à 0 °C et bout à 90 °C.
Elle fond à 10 °C et bout à 100 °C.

Elle fond à 0 °C et bout à 100 °C.

Explication

À pression atmosphérique, l’eau pure fond à 0 °C et bout à 100 °C. L’inversion de ces températures confond les seuils de fusion et d’ébullition.

13. Dans une solution, quel rôle joue le soluté par rapport au solvant ?

Le soluté est dissous par le solvant, généralement plus abondant.
Le soluté constitue le milieu abondant dans lequel le solvant se disperse.
Le soluté dissout le solvant, généralement plus abondant.
Le soluté forme toujours un gaz au sein du solvant liquide.

Le soluté est dissous par le solvant, généralement plus abondant.

Explication

Une solution est un mélange où le solvant dissout un soluté et est généralement la partie liquide la plus abondante. Le solvant et le soluté peuvent avoir d’autres états physiques, mais leurs rôles dans la dissolution ne s’inversent pas.

14. Qu’est-ce qui caractérise une solution aqueuse ?

Son solvant est l’eau.
Son solvant est nécessairement un liquide autre que l’eau.
Son soluté est nécessairement de l’eau.
Son soluté est un solide dissous dans un gaz.

Son solvant est l’eau.

Explication

Une solution est dite aqueuse lorsque l’eau en est le solvant. Cela ne signifie pas que l’eau est le soluté.

15. Dans le modèle d’une solution idéale, quelles hypothèses sont retenues ?

Les volumes s’additionnent et les molécules du soluté attirent le solvant.
Les volumes se contractent et les molécules du soluté repoussent le solvant.
Les volumes augmentent et les molécules du solvant interagissent avec le soluté.
Les volumes s’additionnent et les molécules n’interagissent pas entre elles.

Les volumes s’additionnent et les molécules n’interagissent pas entre elles.

Explication

Une solution idéale est supposée avoir un volume égal à la somme des volumes de ses constituants et ne présenter aucune interaction entre leurs molécules. Une interaction attractive entre soluté et solvant contredit l’une de ces hypothèses.

16. Quelle grandeur exprime la concentration pondérale d’une solution ?

La masse de solvant par litre de solution, en g·L⁻¹.
La quantité de soluté par kilogramme de solvant, en mol·kg⁻¹.
La quantité de soluté par litre de solution, en mol·L⁻¹.
La masse de soluté par litre de solution, en g·L⁻¹.

La masse de soluté par litre de solution, en g·L⁻¹.

Explication

La concentration pondérale rapporte la masse de soluté au volume de solution et s’exprime en g·L⁻¹. La quantité de matière par litre correspond plutôt à la molarité.

17. Comment définit-on la molalité d’une solution ?

La masse de soluté, en grammes, par kilogramme de solution.
La quantité de soluté, en moles, par litre de solution.
La masse de solvant, en kilogrammes, par mole de soluté.
La quantité de soluté, en moles, par kilogramme de solvant.

La quantité de soluté, en moles, par kilogramme de solvant.

Explication

La molalité correspond aux moles de soluté par kilogramme de solvant et s’exprime en mol·kg⁻¹. Les moles de soluté par litre de solution définissent plutôt la molarité.

18. Pourquoi la molalité reste-t-elle indépendante de la température lors d’une variation thermique ?

Elle repose sur le nombre de moles de solvant, qui augmente avec la température.
Elle repose sur la masse de solution, qui diminue avec la dilatation thermique.
Elle repose sur la masse du solvant, qui ne varie pas avec la dilatation thermique.
Elle repose sur le volume de solution, qui ne varie pas avec la dilatation thermique.

Elle repose sur la masse du solvant, qui ne varie pas avec la dilatation thermique.

Explication

La molalité utilise la masse de solvant, qui ne change pas lors de la dilatation thermique. À l’inverse, une concentration fondée sur un volume peut varier avec la température.

19. Dans une solution aqueuse très diluée, comment se comparent généralement la molalité et la molarité ?

Elles varient nécessairement en sens opposé.
La molarité est nettement supérieure à la molalité.
Elles sont approximativement égales.
La molalité est nettement supérieure à la molarité.

Elles sont approximativement égales.

Explication

Dans une solution très diluée, la molalité et la molarité sont approximativement égales. Pour une solution aqueuse en général, la molalité est plutôt supérieure, car un litre de solution contient moins d’un kilogramme de solvant.

20. Comment définit-on la fraction molaire d’une espèce dans une solution ?

Le nombre de moles de charges électriques par litre de solution
Le rapport entre ses moles et le volume total de la solution
Le rapport entre ses moles et les moles totales de toutes les espèces, solvant compris
Le rapport entre ses moles et les moles totales de solutés, solvant exclu

Le rapport entre ses moles et les moles totales de toutes les espèces, solvant compris

Explication

La fraction molaire compare les moles de l’espèce au total des moles présentes, y compris celles du solvant, et elle est sans dimension. Le rapport au volume de solution correspond à une concentration molaire, pas à une fraction molaire.

21. Quelle grandeur la concentration équivalente exprime-t-elle pour une solution ionique ?

Le nombre de moles de soluté par volume de solution, en mol·L⁻¹
Le nombre de moles de charges électriques par volume de solution, en Eq·L⁻¹
Le nombre d’osmoles par volume de solution, en osmol·L⁻¹
Le nombre de moles d’ions par masse de solvant, en mol·kg⁻¹

Le nombre de moles de charges électriques par volume de solution, en Eq·L⁻¹

Explication

La concentration équivalente s’applique aux ions et rapporte les moles de charges électriques au volume de solution. La molarité rapporte les moles de soluté au volume, sans exprimer directement la quantité de charge.

22. Un ion de valence zz possède une concentration molaire CmC_m ; quelle relation donne sa concentration équivalente ?

Ceq=Cm/∣z∣C_{eq}=C_m/|z|
Ceq=CmC_{eq}=C_m
Ceq=z+CmC_{eq}=z+C_m
Ceq=∣z∣CmC_{eq}=|z|C_m

$$C_{eq}=|z|C_m$$

Explication

Chaque mole d’un ion contribue selon le nombre de charges indiqué par la valeur absolue de sa valence, d’où Ceq=∣z∣CmC_{eq}=|z|C_m. Diviser par la valence donnerait une dépendance inverse qui ne correspond pas au nombre de moles de charges.

23. Que mesure l’osmolarité et dans quelle unité s’exprime-t-elle ?

La quantité d’osmoles par litre de solution, en osmol·L⁻¹
La quantité de moles de charges par litre de solution, en Eq·L⁻¹
La quantité de moles de soluté par litre de solution, en mol·L⁻¹
La quantité d’osmoles par kilogramme de solvant, en osmol·kg⁻¹

La quantité d’osmoles par litre de solution, en osmol·L⁻¹

Explication

L’osmolarité mesure les particules osmotiquement actives rapportées au volume de solution et s’exprime en osmol·L⁻¹. Le kilogramme de solvant est le dénominateur de l’osmolalité, une grandeur distincte.

24. Comment calcule-t-on l’osmolarité à partir de la molarité, du degré de dissociation α\alpha et du nombre de particules β\beta ?

Cosm=Cm[α+β−1]C_{osm}=C_m[\alpha+\beta-1]
Cosm=Cm[1+β(α−1)]C_{osm}=C_m[1+\beta(\alpha-1)]
Cosm=CmαβC_{osm}=C_m\alpha\beta
Cosm=Cm[1+α(β−1)]C_{osm}=C_m[1+\alpha(\beta-1)]

$$C_{osm}=C_m[1+\alpha(\beta-1)]$$

Explication

La relation tient compte de la fraction dissociée et du nombre de particules produites : Cosm=Cm[1+α(β−1)]C_{osm}=C_m[1+\alpha(\beta-1)]. La formule CmαβC_m\alpha\beta omet la contribution des molécules qui ne sont pas dissociées.

25. Quelle relation observe-t-on entre osmolarité et molarité pour un soluté non dissociable ?

L’osmolarité est multipliée par β\beta, car α=1\alpha=1
L’osmolarité est inférieure à la molarité, car le soluté reste intact
Elles diffèrent selon la masse molaire du solvant
Elles sont égales, car α=0\alpha=0 et β=1\beta=1

Elles sont égales, car $$\alpha=0$$ et $$\beta=1$$

Explication

Un soluté non dissociable ne crée pas de particules supplémentaires, donc son osmolarité est égale à sa molarité. La multiplication par β\beta décrit le cas d’une dissociation complète, et non celui-ci.

26. Un soluté se dissocie totalement en β\beta particules par unité de soluté ; comment relier son osmolarité à sa molarité ?

L’osmolarité est égale à la molarité multipliée par β\beta
L’osmolarité est égale à la molarité, quelle que soit la valeur de β\beta
L’osmolarité est égale à la molarité divisée par β\beta
L’osmolarité est égale à la molarité multipliée par le degré de dissociation

L’osmolarité est égale à la molarité multipliée par $$\beta$$

Explication

En dissociation totale, α=1\alpha=1 et chaque unité de soluté produit β\beta particules, donc Cosm=βCmC_{osm}=\beta C_m. Une égalité entre osmolarité et molarité correspond plutôt à un soluté non dissociable.

27. Quelle définition et quelle unité correspondent à l’osmolalité ?

Les osmoles rapportées à la masse de solvant, en osmol·kg⁻¹
Les osmoles rapportées au volume de solution, en osmol·L⁻¹
Les moles de charges rapportées au volume de solution, en Eq·L⁻¹
Les moles de soluté rapportées à la masse de solvant, en mol·kg⁻¹

Les osmoles rapportées à la masse de solvant, en osmol·kg⁻¹

Explication

L’osmolalité rapporte la quantité d’osmoles à la masse de solvant et s’exprime en osmol·kg⁻¹. Les osmoles par litre de solution définissent l’osmolarité.

28. Comment se comparent généralement l’osmolarité et l’osmolalité, notamment en solution très diluée ?

L’osmolarité est généralement supérieure, mais les deux grandeurs sont approximativement égales en solution très diluée
L’osmolarité est généralement supérieure et l’écart augmente lorsque la solution devient très diluée
L’osmolalité est généralement supérieure, mais les deux grandeurs sont approximativement égales en solution très diluée
Les deux grandeurs sont généralement égales, mais l’osmolalité devient supérieure en solution très diluée

L’osmolarité est généralement supérieure, mais les deux grandeurs sont approximativement égales en solution très diluée

Explication

En général, l’osmolarité dépasse l’osmolalité, tandis que leur différence devient négligeable en solution très diluée. L’affirmation d’une osmolalité généralement supérieure inverse la comparaison habituelle.

29. Quelle relation permet de calculer l’osmolalité à partir de la molalité, du degré de dissociation α\alpha et du nombre de particules β\beta ?

Cosmolal=Cmolal[α+β]C_{osmolal}=C_{molal}[\alpha+\beta]
Cosmolal=Cmolal[1+β(α−1)]C_{osmolal}=C_{molal}[1+\beta(\alpha-1)]
Cosmolal=Cmolal[1+α(β−1)]C_{osmolal}=C_{molal}[1+\alpha(\beta-1)]
Cosmolal=CmolalαβC_{osmolal}=C_{molal}\alpha\beta

$$C_{osmolal}=C_{molal}[1+\alpha(\beta-1)]$$

Explication

La relation corrige la molalité selon la fraction dissociée et le nombre de particules formées : Cosmolal=Cmolal[1+α(β−1)]C_{osmolal}=C_{molal}[1+\alpha(\beta-1)]. La formule CmolalαβC_{molal}\alpha\beta ne prend pas en compte la part de soluté qui demeure non dissociée.

30. Quelle est la concentration plasmatique principale du sodium ?

4,2 mmol·L⁻¹
141 mmol·L⁻¹
22 mmol·L⁻¹
107 mmol·L⁻¹

141 mmol·L⁻¹

Explication

La concentration plasmatique principale du sodium est de 141 mmol·L⁻¹. La valeur de 107 mmol·L⁻¹ correspond au chlore, et non au sodium.

31. Quelle valeur décrit le mieux l’osmolalité plasmatique ?

Environ 141 mosmol·kg⁻¹
Environ 22 mosmol·kg⁻¹
Environ 4,2 mosmol·kg⁻¹
Environ 300 mosmol·kg⁻¹

Environ 300 mosmol·kg⁻¹

Explication

L’osmolalité plasmatique est d’environ 300 mosmol·kg⁻¹, avec une valeur indiquée de 292,7 mosmol·kg⁻¹. La valeur de 141 est associée à la concentration du sodium plasmatique, pas à l’osmolalité.

32. Quelle distinction caractérise les concentrations ioniques des compartiments corporels ?

Les concentrations intracellulaires diffèrent de celles des compartiments interstitiel et plasmatique.
Les concentrations intracellulaires sont identiques à celles du plasma, mais diffèrent de celles du compartiment interstitiel.
Les concentrations du plasma diffèrent de celles du compartiment interstitiel, tandis que celles-ci correspondent aux concentrations intracellulaires.
Les concentrations intracellulaires, interstitielles et plasmatiques sont identiques pour les principaux ions.

Les concentrations intracellulaires diffèrent de celles des compartiments interstitiel et plasmatique.

Explication

Les concentrations à l’intérieur des cellules diffèrent de celles du liquide interstitiel et du plasma. L’affirmation selon laquelle les concentrations intracellulaires seraient identiques à celles du plasma ne respecte pas cette distinction.

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Quelle part du poids de l’organisme représente l’eau ?

60 à 70 %.

Quelle fraction de l’eau corporelle se trouve en milieu intracellulaire ?

70 %.

Quelle part de l’eau corporelle se trouve dans le fluide interstitiel ?

20 %.

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