QCM : Équilibres chimiques et activités (22 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Pourquoi l’indication de l’état physique d’une espèce est-elle particulièrement importante dans l’écriture d’une réaction chimique ?

Elle indique si l’espèce est un réactif ou un produit.
Elle précise la quantité initiale de matière de l’espèce.
Elle détermine la vitesse de réaction à température constante.
Elle permet de définir l’activité de l’espèce dans la réaction.

Elle permet de définir l’activité de l’espèce dans la réaction.

Explication

L’état physique contribue à définir l’activité de l’espèce chimique. La quantité initiale, elle, dépend des conditions de préparation et n’est pas déterminée par cette notation.

2. Lorsqu’on écrit la dissolution du chlorure de sodium en ions aqueux, comment représente-t-on l’eau dans l’équation ?

Elle n’apparaît pas comme réactif : NaCl(s)→Na+(aq)+Cl−(aq)\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}.
Elle apparaît comme réactif : NaCl(s)+H2O(l)→Na+(aq)+Cl−(aq)\mathrm{NaCl(s) + H_2O(l) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}.
Elle apparaît comme produit : NaCl(s)→Na+(aq)+Cl−(aq)+H2O(l)\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq) + H_2O(l)}.
Elle apparaît avec les ions comme réactif : NaCl(s)+H2O(l)→NaCl(aq)\mathrm{NaCl(s) + H_2O(l) \rightarrow NaCl(aq)}.

Elle n’apparaît pas comme réactif : $$\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}$$.

Explication

La dissolution s’écrit en faisant passer le chlorure de sodium solide en ions aqueux, sans inscrire l’eau comme réactif. Une équation où l’eau est consommée ne correspond pas à cette écriture de la dissolution.

3. Quel rôle joue le nombre stœchiométrique dans une équation chimique équilibrée ?

Il indique l’état physique des espèces et doit être entier.
Il mesure l’avancement de la réaction et ne peut être que positif.
Il fixe la température d’équilibre et peut être nul.
Il ajuste les proportions des espèces pour équilibrer la réaction et peut être fractionnaire.

Il ajuste les proportions des espèces pour équilibrer la réaction et peut être fractionnaire.

Explication

Les nombres stœchiométriques servent à équilibrer la réaction et peuvent être fractionnaires, même si les entiers sont couramment utilisés. Ils ne décrivent pas l’état physique des espèces, qui s’indique séparément.

4. Dans une convention où les nombres stœchiométriques sont algébriques, quels signes leur attribue-t-on ?

Ils sont négatifs pour les deux catégories d’espèces.
Ils sont positifs pour les deux catégories d’espèces.
Ils sont positifs pour les réactifs et négatifs pour les produits.
Ils sont négatifs pour les réactifs et positifs pour les produits.

Ils sont négatifs pour les réactifs et positifs pour les produits.

Explication

La convention algébrique attribue un signe négatif aux réactifs et un signe positif aux produits. L’inversion des signes confond le sens de consommation des réactifs avec celui de formation des produits.

5. Quelle notation convient à une réaction qui atteint un équilibre, plutôt qu’à une réaction totalement déplacée vers la droite ?

La double flèche ⇌\rightleftharpoons indique l’équilibre, tandis que →\rightarrow indique un déplacement total vers la droite.
La flèche →\rightarrow indique l’équilibre, tandis que la double flèche indique un déplacement total vers la droite.
La double flèche indique un déplacement total vers la gauche, tandis que ←\leftarrow indique un déplacement vers la droite.
La flèche ←\leftarrow indique l’équilibre, tandis que →\rightarrow indique un déplacement total vers la gauche.

La double flèche $$\rightleftharpoons$$ indique l’équilibre, tandis que $$\rightarrow$$ indique un déplacement total vers la droite.

Explication

La double flèche représente un équilibre, tandis que la flèche vers la droite signale une réaction totalement déplacée dans ce sens. Les deux notations ne sont donc pas interchangeables.

6. Une réaction totale s’arrête après consommation complète d’un réactif, alors que d’autres réactifs restent présents. Comment caractériser ces réactifs restants ?

Ils sont limitants, tandis que le réactif consommé entièrement est en excès.
Ils sont en excès, tandis que le réactif consommé entièrement est limitant.
Ils sont des produits, tandis que le réactif consommé devient catalyseur.
Ils sont en proportions stœchiométriques avec le réactif consommé.

Ils sont en excès, tandis que le réactif consommé entièrement est limitant.

Explication

Dans ce cas, le réactif consommé entièrement est limitant et ceux qui restent sont en excès. Des réactifs introduits en proportions stœchiométriques seraient tous consommés.

7. À réaction chimique donnée, quelle grandeur détermine la valeur de la constante d’équilibre KK ?

La pression du système, indépendamment de sa composition.
L’état instantané du système, et non la température.
La température, et non l’état instantané du système.
Les quantités initiales des réactifs, indépendamment de la température.

La température, et non l’état instantané du système.

Explication

La constante d’équilibre est une constante thermodynamique qui dépend uniquement de la température. L’état considéré du système intervient dans le quotient réactionnel, ce qui explique la confusion possible entre ces deux grandeurs.

8. Que stipule la loi d’action de masse pour un système à température donnée ayant atteint l’équilibre ?

La vitesse de réaction est nécessairement nulle pour chaque sens de réaction.
Les activités des produits et des réactifs sont liées par une relation constante.
Les concentrations des réactifs sont égales aux concentrations des produits.
Les pressions partielles des espèces sont identiques à leurs activités.

Les activités des produits et des réactifs sont liées par une relation constante.

Explication

À température donnée, la loi d’action de masse établit une relation constante entre les activités des produits et celles des réactifs à l’équilibre. Elle ne dit pas que leurs concentrations doivent être égales.

9. Pour une réaction donnée, comment s’écrit la constante d’équilibre à partir des activités et des nombres stœchiométriques algébriques ?

K∘(T)=∑iaiνiK^\circ(T)=\sum_i a_i^{\nu_i}
K∘(T)=∏iaiνiK^\circ(T)=\prod_i a_i^{\nu_i}
K∘(T)=∏iai∏iνiK^\circ(T)=\frac{\prod_i a_i}{\prod_i \nu_i}
K∘(T)=∏iνiaiK^\circ(T)=\prod_i \nu_i^{a_i}

$$K^\circ(T)=\prod_i a_i^{\nu_i}$$

Explication

La constante est le produit des activités de chaque espèce, chacune élevée à son nombre stœchiométrique algébrique. Une somme des termes ne respecte pas cette forme de produit.

10. Quel est le rôle thermodynamique de l’activité chimique d’une espèce ?

Elle permet de déterminer directement la chaleur échangée lors d’une réaction.
Elle permet de calculer le potentiel chimique, lié à la variation de l’enthalpie libre.
Elle indique la vitesse à laquelle une espèce est consommée pendant la réaction.
Elle fixe la concentration standard utilisée pour décrire une solution.

Elle permet de calculer le potentiel chimique, lié à la variation de l’enthalpie libre.

Explication

L’activité chimique est introduite pour calculer le potentiel chimique, qui est lié à la variation de l’enthalpie libre. La chaleur échangée est renseignée par la variation d’enthalpie de réaction, et non par l’activité.

11. Pour exprimer l’activité d’un soluté à partir de sa concentration, quelle relation préserve le caractère sans dimension de l’activité ?

ai=γiCia_i=\gamma_i C_i, avec C0=1 mol L−1C^0=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
ai=γiCiC0a_i=\gamma_i\frac{C_i}{C^0}, avec C0=1 mol L−1C^0=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
ai=Ci+γiC0a_i=C_i+\gamma_i C^0, avec C0=1 mol L−1C^0=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
ai=γiC0Cia_i=\gamma_i\frac{C^0}{C_i}, avec C0=1 mol L−1C^0=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.

$$a_i=\gamma_i\frac{C_i}{C^0}$$, avec $$C^0=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$.

Explication

Le rapport de la concentration du soluté à la concentration standard est sans dimension, tout comme l’activité. L’expression ai=γiCia_i=\gamma_i C_i omet la référence standard et ne préserve donc pas cette cohérence dimensionnelle.

12. Dans une solution diluée où Csoluteˊ<10−2 mol L−1C_{\mathrm{soluté}}<10^{-2}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}, quelle approximation relie l’activité du soluté à sa concentration ?

Le coefficient d’activité tend vers zéro et l’activité devient indépendante de la concentration.
Le coefficient d’activité dépend de la pression et l’activité est assimilée à la fugacité.
Le coefficient d’activité vaut 1 et l’activité est assimilée à la concentration standard.
Le coefficient d’activité vaut 1 et l’activité est assimilée à la concentration.

Le coefficient d’activité vaut 1 et l’activité est assimilée à la concentration.

Explication

Dans cette solution diluée, l’approximation pose le coefficient d’activité égal à 1, de sorte que l’activité est égale à la concentration. La concentration standard sert à rendre l’expression de l’activité sans dimension, mais elle ne remplace pas la concentration du soluté dans cette approximation.

13. Quelle activité attribue-t-on à un solide pur présent dans sa propre phase ?

Une activité égale à 1, comme pour un liquide pur ou un solvant majoritaire.
Une activité fixée par son coefficient de fugacité, comme pour un gaz parfait.
Une activité déterminée par sa pression partielle, comme pour un gaz.
Une activité égale à sa concentration, comme pour un soluté dilué.

Une activité égale à 1, comme pour un liquide pur ou un solvant majoritaire.

Explication

L’activité d’un solide pur dans sa phase est considérée égale à 1, tout comme celle d’un liquide pur ou d’un solvant majoritaire. Un soluté dissous a une activité qui dépend de son état de solution, plutôt qu’une valeur fixée à 1.

14. À quel état d’un système le quotient réactionnel peut-il être calculé ?

À l’état d’équilibre, car le quotient réactionnel y est identique à la constante d’équilibre.
À l’état standard, indépendamment des activités des espèces présentes.
À l’état final, après que la réaction a atteint sa conversion maximale.
À l’état considéré, qui peut être initial sans être à l’équilibre.

À l’état considéré, qui peut être initial sans être à l’équilibre.

Explication

Le quotient réactionnel se calcule à partir des activités dans l’état considéré, qui peut être l’état initial et ne doit pas nécessairement être un état d’équilibre. La constante d’équilibre, en revanche, caractérise l’équilibre à une température donnée.

15. Pour un système tel que Qr>K(T)Q_r>K(T), dans quel sens évolue-t-il spontanément vers l’équilibre ?

Il reste à l’équilibre, puisque le quotient réactionnel dépasse la constante d’équilibre.
Dans le sens direct, afin d’accroître l’écart entre le quotient réactionnel et la constante d’équilibre.
Son sens d’évolution ne peut pas être déterminé sans connaître les concentrations standard.
Dans le sens inverse, afin de ramener le quotient réactionnel vers la constante d’équilibre.

Dans le sens inverse, afin de ramener le quotient réactionnel vers la constante d’équilibre.

Explication

Lorsque Qr>K(T)Q_r>K(T), le système évolue dans le sens inverse vers l’équilibre. Le sens direct correspond au cas Qr<K(T)Q_r<K(T), et non à un quotient supérieur à la constante.

16. Quelle distinction faut-il faire entre les signes de ΔrG\Delta_rG et de ΔrH\Delta_rH ?

ΔrG\Delta_rG renseigne sur le sens d’évolution et la stabilité, tandis que ΔrH\Delta_rH indique la chaleur consommée ou libérée.
ΔrG\Delta_rG renseigne sur la vitesse de réaction, tandis que ΔrH\Delta_rH indique la position de l’équilibre.
ΔrG\Delta_rG mesure la quantité de matière transformée, tandis que ΔrH\Delta_rH renseigne sur la stabilité du système.
ΔrG\Delta_rG indique la chaleur consommée ou libérée, tandis que ΔrH\Delta_rH renseigne sur le sens d’évolution et la stabilité.

$$\Delta_rG$$ renseigne sur le sens d’évolution et la stabilité, tandis que $$\Delta_rH$$ indique la chaleur consommée ou libérée.

Explication

Le signe de ΔrG\Delta_rG renseigne sur le sens d’évolution et la stabilité du système, alors que celui de ΔrH\Delta_rH caractérise la chaleur consommée ou libérée. Intervertir ces rôles confond le critère d’évolution avec la nature thermique de la réaction.

17. Une réaction endothermique se déroule dans le sens direct : quelle combinaison décrit sa variation d’enthalpie et son échange d’énergie ?

Elle libère de l’énergie et possède une variation d’enthalpie négative, ΔrH<0\Delta_rH<0.
Elle consomme de l’énergie et possède une variation d’enthalpie négative, ΔrH<0\Delta_rH<0.
Elle consomme de l’énergie et possède une variation d’enthalpie positive, ΔrH>0\Delta_rH>0.
Elle libère de l’énergie et possède une variation d’enthalpie positive, ΔrH>0\Delta_rH>0.

Elle consomme de l’énergie et possède une variation d’enthalpie positive, $$\Delta_rH>0$$.

Explication

Une réaction endothermique consomme de l’énergie et sa variation d’enthalpie est positive. Une variation d’enthalpie négative correspond au contraire à une réaction exothermique, qui libère de l’énergie.

18. Quel signe de variation d’enthalpie caractérise une réaction exothermique qui libère de l’énergie ?

Une variation d’enthalpie positive, ΔrH>0\Delta_rH>0.
Une variation d’enthalpie nulle, ΔrH=0\Delta_rH=0.
Une variation d’enthalpie négative, ΔrH<0\Delta_rH<0.
Une variation d’enthalpie dont le signe dépend du quotient réactionnel.

Une variation d’enthalpie négative, $$\Delta_rH<0$$.

Explication

Une réaction exothermique libère de l’énergie et possède une variation d’enthalpie négative. Une variation positive caractérise une réaction endothermique, qui consomme de l’énergie.

19. Pour une réaction exothermique dans le sens direct, quel effet une hausse de température a-t-elle sur l’équilibre et sur la constante KK ?

Elle favorise le sens direct et augmente KK.
Elle favorise le sens inverse et diminue KK.
Elle favorise le sens direct et diminue KK.
Elle favorise le sens inverse et augmente KK.

Elle favorise le sens inverse et diminue $$K$$.

Explication

La hausse de température favorise le sens inverse d’une réaction exothermique dans le sens direct et diminue sa constante d’équilibre. Favoriser le sens direct correspond plutôt à une baisse de température.

20. Une réaction possède une constante d’équilibre élevée, mais elle se déroule lentement : que permet de conclure cette constante ?

Elle renseigne sur la vitesse de réaction, pas sur la faveur thermodynamique.
Elle renseigne sur la faveur thermodynamique, pas sur la vitesse de réaction.
Elle indique que la réaction est thermodynamiquement défavorisée.
Elle indique que la réaction atteint rapidement son état d’équilibre.

Elle renseigne sur la faveur thermodynamique, pas sur la vitesse de réaction.

Explication

La constante d’équilibre renseigne sur le caractère thermodynamiquement favorable d’une réaction, tandis que sa vitesse relève de la cinétique. Une constante élevée ne signifie donc pas que l’équilibre est atteint rapidement.

21. À température constante, un équilibre gazeux comporte trois moles de gaz du côté des réactifs et une mole du côté des produits. Quel déplacement provoque une hausse de pression ?

Un déplacement vers les produits, car leur volume molaire est plus élevé.
Un déplacement vers les produits, qui comportent moins de moles gazeuses.
Aucun déplacement, car la température du système reste constante.
Un déplacement vers les réactifs, qui comportent davantage de moles gazeuses.

Un déplacement vers les produits, qui comportent moins de moles gazeuses.

Explication

Une hausse de pression déplace l’équilibre gazeux vers le côté qui comporte le moins de moles gazeuses, ici les produits. Le maintien de la température ne rend pas l’équilibre insensible à la pression.

22. À température constante, que se passe-t-il pour un équilibre gazeux lorsqu’on augmente le volume du système ?

La pression augmente et l’équilibre se déplace vers le côté comptant le plus de moles gazeuses.
La pression augmente et l’équilibre se déplace vers le côté comptant le moins de moles gazeuses.
La pression diminue et l’équilibre se déplace vers le côté comptant le moins de moles gazeuses.
La pression diminue et l’équilibre se déplace vers le côté comptant le plus de moles gazeuses.

La pression diminue et l’équilibre se déplace vers le côté comptant le plus de moles gazeuses.

Explication

À température constante, augmenter le volume revient à diminuer la pression, ce qui favorise le côté comportant le plus de moles gazeuses. Une hausse de pression produirait le déplacement inverse.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 53 flashcards sur Équilibres chimiques et activités.

Pourquoi l’état physique d’une espèce chimique est-il particulièrement important ?

Pour définir son activité.

À quoi sert un nombre stœchiométrique dans une réaction chimique ?

À équilibrer la réaction chimique.

Quel signe ont les nombres stœchiométriques algébriques des produits ?

Ils sont positifs.

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