QCM : Équilibres et chimie des solutions (46 questions)

Question 1

1. Dans une étude d’une transformation chimique, quelle partie de l’univers constitue le système ?

Les échanges énergétiques entre la transformation et son extérieur

La partie de l’univers qui entoure la transformation étudiée

L’ensemble de l’univers, système et extérieur réunis

La partie de l’univers où se déroule la transformation étudiée

Explication

Le système désigne la partie de l’univers au sein de laquelle s’effectue la transformation étudiée. « Tout l’univers » inclut aussi l’extérieur, tandis que le milieu environnant n’est pas le système.

Answer

La partie de l’univers où se déroule la transformation étudiée

Question 2

2. On double la quantité de matière d’un échantillon homogène sans changer son état intensif. Quelle description distingue correctement sa température et sa masse ?

La température double et la masse reste inchangée

La température reste inchangée et la masse double

La température et la masse restent toutes deux inchangées

La température et la masse doublent toutes les deux

Explication

Une grandeur intensive, comme la température, ne dépend pas de la quantité de matière, alors qu’une grandeur extensive, comme la masse, lui est proportionnelle et additive. Inverser ces caractères ou traiter les deux grandeurs de la même façon confond leurs définitions.

Answer

La température reste inchangée et la masse double

Question 3

3. Un échantillon de gaz parfait contient $2{,}0\ \mathrm{mol}$ à $300\ \mathrm{K}$ dans un volume de $0{,}050\ \mathrm{m^3}$ . Quelle pression obtient-on avec $R=8{,}314\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}$ ?

4{,}99\times10^4\ \mathrm{Pa}

2{,}77\times10^{-5}\ \mathrm{Pa}

9{,}13\times10^4\ \mathrm{Pa}

9{,}98\times10^4\ \mathrm{Pa}

Explication

L’équation des gaz parfaits donne $P=\frac{nRT}{V}=\frac{2{,}0\times8{,}314\times300}{0{,}050}\approx9{,}98\times10^4\ \mathrm{Pa}$ . Mettre le volume au numérateur inverse la relation, omettre $n$ divise le résultat par deux, et remplacer les kelvins par des degrés Celsius fausse le calcul.

Answer

$$9{,}98\times10^4\ \mathrm{Pa}$$

Question 4

4. Pour une réaction, un réactif a une quantité initiale de $5{,}0\ \mathrm{mol}$ et un coefficient stœchiométrique $\nu=-2$ . Si l’avancement vaut $1{,}5\ \mathrm{mol}$ , quelle quantité de ce réactif reste-t-il ?

8{,}0\ \mathrm{mol}

5{,}0\ \mathrm{mol}

2{,}0\ \mathrm{mol}

3{,}5\ \mathrm{mol}

Explication

La relation $n_i(t)=n_i(0)+\nu_i\xi(t)$ donne $5{,}0+(-2)(1{,}5)=2{,}0\ \mathrm{mol}$ . Un coefficient positif ferait augmenter la quantité, tandis qu’omettre le coefficient ne compterait qu’une mole consommée.

Answer

$$2{,}0\ \mathrm{mol}$$

Question 5

5. Un système reçoit $120\ \mathrm{J}$ de chaleur et fournit $35\ \mathrm{J}$ de travail à l’extérieur. Quelle est sa variation d’énergie interne ?

+85\ \mathrm{J}

-85\ \mathrm{J}

-35\ \mathrm{J}

+155\ \mathrm{J}

Explication

Le premier principe s’écrit $\Delta U=Q+W$ , avec les échanges reçus positifs. La chaleur reçue vaut $+120\ \mathrm{J}$ et le travail fourni vaut $-35\ \mathrm{J}$ , donc $\Delta U=120-35=85\ \mathrm{J}$ . Additionner le travail fourni revient à inverser sa convention de signe.

Answer

$$+85\ \mathrm{J}$$

Question 6

6. Quelle description caractérise l’énergie interne d’un système matériel ?

L’énergie transférée au système par l’action mécanique de l’extérieur

L’énergie transférée entre le système et l’extérieur sous forme de chaleur

L’énergie associée au déplacement global du système dans l’espace

L’énergie stockée dans la matière, notamment dans l’agitation, les interactions et les liaisons

Explication

L’énergie interne est l’énergie stockée dans la matière, notamment dans l’agitation moléculaire, les interactions intermoléculaires et les liaisons chimiques. La chaleur et le travail désignent des modes d’échange avec l’extérieur, pas cette énergie stockée.

Answer

L’énergie stockée dans la matière, notamment dans l’agitation, les interactions et les liaisons

Question 7

7. Deux transformations relient le même état initial au même état final, mais suivent des chemins différents. Quelle comparaison est correcte ?

La chaleur est identique, mais la variation d’énergie interne et le travail peuvent différer

La variation d’énergie interne, la chaleur et le travail sont identiques

Le travail est identique, mais la chaleur et la variation d’énergie interne peuvent différer

La variation d’énergie interne est identique, mais la chaleur et le travail peuvent différer

Explication

La variation d’énergie interne dépend uniquement des états initial et final, alors que la chaleur et le travail dépendent du chemin suivi. Considérer la chaleur ou le travail comme une fonction d’état attribue à ces échanges une propriété de la variation de $U$ .

Answer

La variation d’énergie interne est identique, mais la chaleur et le travail peuvent différer

Question 8

8. Quelle expression définit l’enthalpie $H$ d’un système en fonction de son énergie interne $U$ , de sa pression $P$ et de son volume $V$ ?

H=U-PV

H=U

H=U\times PV

H=U+PV

Explication

L’enthalpie est définie par $H=U+PV$ . L’énergie interne seule omet le terme $PV$ , tandis que la soustraction et le produit modifient à tort la relation définissante.

Answer

$$H=U+PV$$

Question 9

9. Une réaction se déroule à pression constante et le système reçoit $2{,}4\ \text{kJ}$ de chaleur. Quelle est sa variation d’enthalpie ?

+2{,}4\ \text{kJ}

Une variation égale à

\Delta U

, sans valeur déterminable

Une variation égale à

2{,}4/P\ \text{kJ}

-2{,}4\ \text{kJ}

Explication

À pression constante, $\Delta H=Q_P$ : une chaleur reçue de $2{,}4\ \text{kJ}$ correspond donc à $\Delta H=+2{,}4\ \text{kJ}$ . Le signe négatif inverse le sens de l’échange, et l’égalité avec $\Delta U$ ou une division par la pression ne découle pas de cette relation.

Answer

$$+2{,}4\ \text{kJ}$$

Question 10

10. Quelle grandeur désigne la variation d’enthalpie associée à la formation d’une mole d’un produit à partir de ses éléments dans leurs états standard de référence ?

L’enthalpie standard de formation

L’enthalpie standard de combustion

L’enthalpie standard de réaction

L’enthalpie de formation à partir d’éléments dans n’importe quel état

Explication

L’enthalpie standard de formation correspond à la formation d’une mole de produit à partir de ses éléments dans leurs états standard de référence, à la pression standard et à la température considérée. L’enthalpie de réaction porte sur une réaction entière, la combustion correspond à un processus particulier, et des états quelconques ne respectent pas la définition standard.

Answer

L’enthalpie standard de formation

Question 11

11. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques $\nu_i$ et les enthalpies standard de formation $\Delta_fH_T^\circ(i)$ sont connus. Quelle expression permet d’obtenir $\Delta_rH_T^\circ$ par la loi de Hess ?

\Delta_rH_T^\circ=\sum_i\nu_i\Delta_fH_T^\circ(i)

\Delta_rH_T^\circ=\sum_i\Delta_fH_T^\circ(i)

\Delta_rH_T^\circ=\sum_i\nu_iS_T^\circ(i)

\Delta_rH_T^\circ=\sum_i\frac{\Delta_fH_T^\circ(i)}{\nu_i}

Explication

La loi de Hess calcule l’enthalpie de réaction en sommant les enthalpies standard de formation pondérées par les coefficients stœchiométriques algébriques. Diviser par ces coefficients, omettre leur pondération ou utiliser les entropies correspond à des opérations différentes.

Answer

$$\Delta_rH_T^\circ=\sum_i\nu_i\Delta_fH_T^\circ(i)$$

Question 12

12. Quelle description caractérise l’entropie $S$ ?

Une fonction d’état intensive mesurant le désordre, exprimée en

\text{J·K}^{-1}

ou en

\text{J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}

Une fonction d’état extensive mesurant le désordre, exprimée en

\text{J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}

ou en

\text{J·K}^{-2}\text{·mol}^{-1}

Une fonction d’état extensive mesurant l’énergie, exprimée en

\text{J}

ou en

\text{J·mol}^{-1}

Une fonction d’état extensive mesurant le désordre, exprimée en

\text{J·K}^{-1}

ou en

\text{J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}

Explication

L’entropie est une fonction d’état extensive qui mesure le désordre; elle s’exprime en $\text{J·K}^{-1}$ , ou en $\text{J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$ pour l’entropie molaire. La qualifier d’intensive confond son caractère avec celui d’une autre catégorie de grandeurs, et les unités d’énergie ou l’exposant incorrect ne conviennent pas.

Answer

Une fonction d’état extensive mesurant le désordre, exprimée en $$\text{J·K}^{-1}$$ ou en $$\text{J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$$

Question 13

13. Lors d’une transformation irréversible, quelle évolution de l’entropie de l’univers impose le deuxième principe ?

Elle est positive

Elle est nulle

Elle est négative

Elle peut être positive ou négative selon le système

Explication

Pour une transformation irréversible, le deuxième principe impose une variation positive de l’entropie de l’univers; elle est nulle dans le cas réversible. La variation de l’entropie du système peut, elle, dépendre de la réaction, et une variation négative de l’univers contredirait le principe.

Answer

Elle est positive

Question 14

14. Dans une réaction, l’entropie du système diminue. Quelle conclusion reste compatible avec le deuxième principe ?

L’entropie de l’univers peut croître ou rester constante

La transformation doit être réversible et l’entropie de l’univers nulle

L’entropie du système doit finalement augmenter

L’entropie de l’univers doit diminuer

Explication

L’entropie du système peut diminuer selon la réaction, mais l’entropie de l’univers ne peut que croître ou rester constante. Une diminution du système n’impose donc pas celle de l’univers, et elle ne suffit pas à conclure que la transformation est réversible.

Answer

L’entropie de l’univers peut croître ou rester constante

Question 15

15. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques $\nu_i$ et les entropies molaires standard $S_T^\circ(i)$ sont connus. Quelle expression donne la variation d’entropie standard de réaction ?

\Delta_rS_T^\circ=\sum_i\frac{S_T^\circ(i)}{\nu_i}

\Delta_rS_T^\circ=\sum_iS_T^\circ(i)

\Delta_rS_T^\circ=\sum_i\nu_i\Delta_fH_T^\circ(i)

\Delta_rS_T^\circ=\sum_i\nu_iS_T^\circ(i)

Explication

La variation d’entropie standard de réaction est la somme des entropies standard des espèces, pondérées par leurs coefficients stœchiométriques algébriques. Employer des enthalpies, diviser par les coefficients ou omettre leur pondération ne donne pas cette variation.

Answer

$$\Delta_rS_T^\circ=\sum_i\nu_iS_T^\circ(i)$$

Question 16

16. Quelle relation définit l’enthalpie libre $G$ en fonction de l’enthalpie $H$ , de la température $T$ et de l’entropie $S$ ?

G=TS-H

G=T(H-S)

G=H+TS

G=H-TS

Explication

L’enthalpie libre est définie par $G=H-TS$ . Le signe plus dans $H+TS$ inverse le terme entropique, $TS-H$ inverse l’ordre des termes, et $T(H-S)$ multiplie aussi l’enthalpie par la température.

Answer

$$G=H-TS$$

Question 17

17. Pour une réaction à température et pression constantes, on mesure $\Delta_rH=12\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ et $\Delta_rS=40\,\mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$ à $300\,\mathrm{K}$ . Quelle est la valeur de $\Delta_rG$ ?

12\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}

24\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}

-12\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}

0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}

Explication

À température et pression constantes, $\Delta_rG=\Delta_rH-T\Delta_rS$ . Ici, $40\,\mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}=0{,}040\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}\,K^{-1}}$ , donc $12-300\times0{,}040=0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ ; $24$ résulte d’une addition et $12$ de l’oubli du terme entropique.

Answer

$$0\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$$

Question 18

18. À pression constante, une réaction présente $\Delta_rG=+5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ dans le sens direct. Quel est son statut dans ce sens ?

Son statut ne peut être établi sans connaître l’enthalpie.

Elle est à l’équilibre chimique.

Elle n’est pas spontanée dans le sens direct.

Elle évolue spontanément dans le sens direct.

Explication

À pression constante, une réaction n’est pas spontanée dans le sens direct lorsque $\Delta_rG>0$ ; l’équilibre correspond à $\Delta_rG=0$ . L’idée d’une évolution directe spontanée inverse le critère de signe, tandis que le signe de l’enthalpie ne remplace pas celui de $\Delta_rG$ .

Answer

Elle n’est pas spontanée dans le sens direct.

Question 19

19. Dans un système chimique à l’équilibre, que constate-t-on concernant l’avancement et les réactions directe et inverse ?

L’avancement ne varie plus et les deux réactions ont des vitesses différentes.

L’avancement ne varie plus et les deux réactions ont la même vitesse.

L’avancement ne varie plus parce que les réactions ont cessé.

L’avancement continue de varier et les deux réactions ont la même vitesse.

Explication

À l’équilibre, l’avancement ne varie plus tandis que les réactions directe et inverse se déroulent à la même vitesse. Dire que les réactions ont cessé confond l’équilibre dynamique avec l’arrêt des transformations; des vitesses différentes ne maintiendraient pas l’avancement constant.

Answer

L’avancement ne varie plus et les deux réactions ont la même vitesse.

Question 20

20. Comment définit-on l’activité d’un constituant, et quelle est sa dimension ?

Le rapport de son activité réelle à celle de son état standard, exprimé en mol·L⁻¹.

La concentration de son activité réelle, exprimée en mol·L⁻¹.

Le rapport de son activité standard à son activité réelle, sans dimension.

Le rapport de son activité réelle à celle de son état standard, sans dimension.

Explication

L’activité est le rapport de l’activité réelle à celle de l’état standard et elle est sans dimension. Une concentration exprimée en mol·L⁻¹ n’est pas ce rapport, et inverser le numérateur et le dénominateur change la définition.

Answer

Le rapport de son activité réelle à celle de son état standard, sans dimension.

Question 21

21. Pour la réaction $A+2B\rightleftharpoons C$ , les coefficients algébriques sont $-1$ pour $A$ , $-2$ pour $B$ et $+1$ pour $C$ . Quelle expression donne le quotient réactionnel ?

Q=\frac{a(C)}{a(A)a(B)^2}

Q=\frac{a(A)a(B)^2}{a(C)^2}

Q=\frac{a(C)}{a(A)a(B)}

Q=\frac{a(A)a(B)^2}{a(C)}

Explication

Le quotient est le produit des activités élevées à leurs coefficients stœchiométriques algébriques : les exposants négatifs des réactifs placent leurs activités au dénominateur et celui du produit au numérateur. L’expression inversée échange réactifs et produit, tandis que les deux autres expressions omettent ou modifient un exposant.

Answer

$$Q=\frac{a(C)}{a(A)a(B)^2}$$

Question 22

22. À température fixée, quelle propriété caractérise la constante d’équilibre $K$ d’une réaction ?

C’est la valeur positive, sans dimension, du quotient dans tout état du système.

C’est la valeur positive du quotient à l’équilibre, exprimée avec les unités des concentrations.

C’est la valeur positive, sans dimension, du quotient à l’équilibre.

C’est la valeur positive, sans dimension, du quotient à l’équilibre, qui dépend de la pression.

Explication

La constante d’équilibre est la valeur du quotient réactionnel à l’équilibre; elle est positive, sans dimension et dépend uniquement de la température. Le quotient peut varier hors équilibre, et la constante n’est pas définie comme une grandeur dépendant de la pression ni comme une quantité portant les unités de concentration.

Answer

C’est la valeur positive, sans dimension, du quotient à l’équilibre.

Question 23

23. Pour une réaction dont l’enthalpie standard est positive, quelle relation décrit la variation de sa constante d’équilibre avec la température selon Van’t Hoff ?

\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_r H^\circ}{R^2T^2}

\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_r H^\circ}{RT}

\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_r H^\circ}{RT^2}

\frac{d\ln K}{dT}=-\frac{\Delta_r H^\circ}{RT^2}

Explication

La loi de Van’t Hoff relie la dérivée de $\ln K$ à l’enthalpie standard de réaction, divisée par $RT^2$ . Le signe négatif inverse le signe, $RT$ omet un facteur de température et $R^2T^2$ modifie le dénominateur.

Answer

$$\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_r H^\circ}{RT^2}$$

Question 24

24. Une réaction endothermique est à l’équilibre et sa température est augmentée. Quelle évolution est attendue pour la constante d’équilibre et la formation des produits ?

K augmente et la formation des réactifs est favorisée

K augmente et la formation des produits est favorisée

K reste inchangée et la composition demeure favorisée

K diminue et la formation des réactifs est favorisée

Explication

Pour une réaction endothermique, une hausse de température augmente $K$ et favorise les produits. La baisse de $K$ correspond au cas exothermique, tandis que l’absence d’effet concerne une réaction athermique; une hausse de $K$ ne favorise pas les réactifs.

Answer

K augmente et la formation des produits est favorisée

Question 25

25. Un système à l’équilibre met en jeu une réaction exothermique. Si on chauffe le système, dans quel sens son équilibre se déplace-t-il ?

Vers les produits, car K diminue

Sans déplacement, car K reste inchangée

Vers les réactifs, car K diminue

Vers les produits, car K augmente

Explication

Pour une réaction exothermique, l’augmentation de température diminue $K$ et favorise les réactifs. Le déplacement vers les produits avec hausse de $K$ correspond au cas endothermique; une constante inchangée caractérise une réaction athermique.

Answer

Vers les réactifs, car K diminue

Question 26

26. À l’équilibre, on augmente la pression d’un système gazeux. Quel principe permet de prévoir que le système évolue dans le sens qui réduit l’effet de cette perturbation ?

Le principe de conservation de la matière

La loi de Van’t Hoff

Le principe de Le Chatelier

La condition d’équilibre Q = K

Explication

Le principe de Le Chatelier indique qu’un système évolue spontanément dans le sens qui s’oppose à la perturbation imposée. La loi de Van’t Hoff traite de l’effet de la température sur $K$ , et $Q=K$ caractérise l’équilibre avant la perturbation.

Answer

Le principe de Le Chatelier

Question 27

27. Dans le modèle de Brønsted, quelle propriété permet d’identifier une substance comme un acide ?

Sa capacité à céder un électron

Sa capacité à céder un proton

Sa capacité à agir comme acide et comme base

Sa capacité à capter un proton

Explication

Un acide de Brønsted est une substance susceptible de céder un proton. Capter un proton définit une base, tandis qu’un ampholyte peut agir comme acide et comme base.

Answer

Sa capacité à céder un proton

Question 28

28. Dans le modèle de Brønsted, comment caractérise-t-on une base ?

Par sa capacité à capter un électron

Par sa capacité à céder ou capter un proton

Par sa capacité à céder un proton

Par sa capacité à capter un proton

Explication

Une base de Brønsted est susceptible de capter un proton. Céder un proton caractérise un acide, et la capacité à jouer les deux rôles caractérise un ampholyte.

Answer

Par sa capacité à capter un proton

Question 29

29. Lorsqu’une réaction acido-basique a lieu entre deux espèces, quel mécanisme et quels couples sont mis en jeu ?

Un transfert d’un proton entre un acide et une base, avec un seul couple acide-base

Un transfert d’un atome d’oxygène entre un acide et une base, avec deux couples acide-base

Un transfert d’un ou plusieurs protons entre un acide et une base, avec deux couples acide-base

Un transfert d’un ou plusieurs électrons entre un oxydant et un réducteur, avec deux couples redox

Explication

Une réaction acido-basique correspond au transfert d’un ou plusieurs protons entre un acide et une base et met en jeu deux couples acide-base. Le transfert d’électrons relève des réactions redox, et la réaction acido-basique ne se réduit pas à un seul couple.

Answer

Un transfert d’un ou plusieurs protons entre un acide et une base, avec deux couples acide-base

Question 30

30. Deux acides sont comparés dans l’eau : le premier a une constante d’acidité $K_a$ supérieure à celle du second. Lequel est le plus fort ?

Le second acide, car la force de l’acide dépend uniquement de sa concentration

Le premier acide, car un

K_a

plus grand indique un acide plus fort

Le second acide, car un

K_a

plus petit indique un acide plus fort

Le premier acide, car un

K_a

plus grand indique un acide plus faible

Explication

La constante $K_a$ mesure l’équilibre de dissociation d’un acide dans l’eau; plus elle est grande, plus l’acide est fort. Dire qu’un grand $K_a$ indique un acide faible inverse cette relation, et la concentration ne définit pas la force intrinsèque de l’acide.

Answer

Le premier acide, car un $$K_a$$ plus grand indique un acide plus fort

Question 31

31. Une solution aqueuse suffisamment diluée contient des ions hydronium à la concentration $2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression permet de déterminer son pH ?

1/[\mathrm{H_3O^+}]

-\log\left(1/[\mathrm{H_3O^+}]\right)

-\log[\mathrm{H_3O^+}]

\log[\mathrm{H_3O^+}]

Explication

Pour une solution suffisamment diluée, le pH est l’opposé du logarithme de la concentration en ions hydronium, exprimée en $\mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Le logarithme positif inverse le signe, tandis que l’inverse de la concentration ou l’absence de logarithme ne respecte pas la définition.

Answer

$$-\log[\mathrm{H_3O^+}]$$

Question 32

32. À 25 °C, quelles valeurs caractérisent l’eau pure à l’équilibre ?

pH égal à 7 et somme des concentrations ioniques égale à

10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

pH égal à 7 et concentrations de chaque ion égales à

10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

pH égal à 7 et concentrations de chaque ion égales à

10^{-14}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

pH égal à 14 et concentrations de chaque ion égales à

10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

Explication

À 25 °C, l’eau pure est neutre, son pH vaut 7 et les concentrations en hydronium et en hydroxyde valent chacune $10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . La valeur $10^{-14}$ correspond au produit des concentrations, et non à chacune d’elles.

Answer

pH égal à 7 et concentrations de chaque ion égales à $$10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$

Question 33

33. Dans un échantillon, $[\mathrm{H_3O^+}]=4{,}0\times10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ et $[\mathrm{HO^-}]=1{,}0\times10^{-8}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Comment classer la solution ?

Neutre, car les deux concentrations sont non nulles

Acide, car

[\mathrm{H_3O^+}]>[\mathrm{HO^-}]

Acide, car

[\mathrm{H_3O^+}]<[\mathrm{HO^-}]

Basique, car

[\mathrm{H_3O^+}]>[\mathrm{HO^-}]

Explication

Une solution est acide lorsque sa concentration en hydronium dépasse celle en hydroxyde; ici, $4{,}0\times10^{-6}>1{,}0\times10^{-8}$ . La classification basique inverse le critère, et la simple présence des deux ions ne signifie pas que leurs concentrations sont égales.

Answer

Acide, car $$[\mathrm{H_3O^+}]>[\mathrm{HO^-}]$$

Question 34

34. Pour un couple $\mathrm{AH/A^-}$ , une solution présente $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}]=10$ et $pK_a=4{,}0$ . Quelle valeur du pH donne la relation de Henderson–Hasselbalch ?

5,0

4,0

3,0

14,0

Explication

La relation est $pH=pK_a+\log([\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}])$ . Le rapport vaut 10, donc son logarithme décimal vaut 1 et le pH est $4{,}0+1=5{,}0$ ; inverser le rapport donnerait un logarithme de signe opposé.

Answer

Un pH-mètre, qui détermine le pH à partir de la différence de potentiel

Answer

C’est un titrage, méthode de dosage reposant sur la réaction des deux solutions

Answer

Être rapide, unique et totale

Answer

$$pH=pK_a$$

Answer

Un édifice polyatomique où des ligands se lient à un métal central par coordinence

Answer

Posséder un doublet d’électrons disponible

Answer

Il s’agit d’un chélate, généralement très stable

Answer

$$\beta_2=\frac{[ML_2]}{[M][L]^2}$$

Answer

La quantité maximale pouvant passer en solution, correspondant à la concentration saturée

Answer

$$K_s=[A^{3+}]^2[B^{2-}]^3$$

Answer

Le solide précipite jusqu’à ce que $$Q=K_s$$

Answer

Elle diminue par effet d’ion commun

Question 35

35. Après étalonnage, un appareil compare le potentiel d’une électrode plongée dans une solution à celui d’une électrode de référence. De quel instrument s’agit-il et que permet cette mesure ?

Un papier pH, qui détermine le pH à partir de la différence de potentiel

Un pH-mètre, qui détermine le pH à partir du volume de solution ajouté

Un pH-mètre, qui détermine le pH à partir de la différence de potentiel

Un indicateur coloré, qui détermine le pH à partir de la différence de potentiel

Explication

Le pH-mètre mesure la différence de potentiel entre une électrode de mesure et une électrode de référence; l’étalonnage permet ensuite de relier cette tension au pH. Le papier pH et les indicateurs reposent sur une comparaison de couleurs, non sur cette mesure électrochimique.

Question 36

36. Une équipe cherche le titre inconnu d’une solution en la faisant réagir avec une solution de titre connu. Comment distinguer cette opération d’un dosage au sens général ?

C’est un dosage, avec le titre connu porté par la solution titrée

C’est un dosage, terme réservé à une réaction entre deux solutions

C’est un titrage, avec le titre inconnu porté par la solution titrante

C’est un titrage, méthode de dosage reposant sur la réaction des deux solutions

Explication

Un dosage détermine un titre inconnu; un titrage est une méthode particulière où une solution titrante de titre connu réagit avec une solution titrée de titre inconnu. Dire qu’un dosage désigne nécessairement cette méthode confond la notion générale et sa méthode particulière.

Question 37

37. Avant de choisir une réaction pour titrer un analyte, une chimiste vérifie ses propriétés. Quel ensemble de critères doit satisfaire la réaction support du titrage ?

Être rapide, réversible et totale

Être lente, unique et totale

Être rapide, unique et limitée

Être rapide, unique et totale

Explication

La réaction support d’un titrage doit être rapide, unique et totale pour que l’avancement mesuré corresponde sans ambiguïté à la quantité titrée. Une réaction réversible ou limitée ne satisfait pas le critère de totalité, tandis qu’une réaction lente ne respecte pas le critère de rapidité.

Question 38

38. Lors du titrage d’un acide faible $\mathrm{AH}$ par une base forte, le volume de base ajouté atteint la moitié du volume d’équivalence. Quelle relation s’applique alors ?

pH<pK_a

pH=pK_a

pH=7

pH>pK_a

Explication

À la demi-équivalence, les concentrations de $\mathrm{AH}$ et de $\mathrm{A^-}$ sont égales; la relation de Henderson–Hasselbalch donne donc $pH=pK_a$ . À l’équivalence complète, cette égalité ne caractérise plus le mélange, et le pH n’est pas nécessairement 7.

Question 39

39. Dans une solution, quelle entité correspond à un complexe de coordination ?

Une espèce chimique portant un doublet disponible, avant sa liaison au métal

Un assemblage d’ions liés entre eux sans atome ou ion métallique central

Un atome ou ion métallique central entouré d’ions sans ligands coordonnés

Un édifice polyatomique où des ligands se lient à un métal central par coordinence

Explication

Un complexe est un édifice polyatomique où des ligands se coordonnent à un atome ou à un ion métallique central. Le ligand libre n’est pas encore le complexe, et le métal seul ne constitue pas l’édifice.

Question 40

40. Quelle propriété permet à une espèce chimique d’agir comme ligand dans un complexe de coordination ?

Posséder un doublet d’électrons disponible

Porter nécessairement une charge négative

Posséder nécessairement une liaison π

Être un atome ou un ion métallique central

Explication

Un ligand est une espèce chimique qui possède un doublet d’électrons disponible pour la coordination. Une charge négative ou une liaison π peut caractériser certains ligands, mais ne définit pas tous les ligands.

Question 41

41. Un ion métallique forme un complexe avec un ligand qui peut s’attacher au métal par plusieurs sites. Quelle propriété caractérise généralement le complexe obtenu ?

Il s’agit d’un complexe monodentate, généralement peu stable

Il s’agit d’un complexe dissocié, car plusieurs sites sont engagés

Il s’agit d’un complexe ionique, stable du fait de sa charge

Il s’agit d’un chélate, généralement très stable

Explication

Les ligands polydentates forment des complexes chélatés, ou chélates, qui sont très stables. Un ligand monodentate ne forme qu’une seule liaison de coordination, tandis que le caractère anionique n’explique pas à lui seul la chélation.

Question 42

42. Pour la réaction globale $M+2L\rightleftharpoons ML_2$ , quelle expression décrit la constante de formation globale ?

\beta_2=\frac{[ML_2]}{[M][L]^2}

\beta_2=\frac{[ML_2]}{[M][L]}

\beta_2=\frac{[ML_2]}{[L]^2}

\beta_2=\frac{[M][L]^2}{[ML_2]}

Explication

Pour $M+nL\rightleftharpoons ML_n$ , la constante de formation est $\beta_n=\frac{[ML_n]}{[M][L]^n}$ . Ici, l’exposant est 2; la formule inversée ou celle qui omet $[M]$ ne respecte pas cette définition.

Question 43

43. À température donnée, comment définit-on la solubilité d’un composé dans un volume donné de solvant ?

La quantité maximale pouvant passer en solution, correspondant à la concentration saturée

La quantité dissoute dans une solution diluée, avant saturation

La quantité de solide qui se forme lorsque la solution devient saturée

La quantité totale que l’on ajoute, même si un excès solide subsiste

Explication

La solubilité est la quantité maximale d’un composé qui peut passer en solution dans un volume donné; elle correspond à la concentration de la solution saturée. La quantité ajoutée peut dépasser cette limite si un excès solide reste présent.

Question 44

44. Pour le solide ionique $A_2B_3(s)\rightleftharpoons 2A^{3+}+3B^{2-}$ , quelle expression correspond à son produit de solubilité ?

K_s=[A^{3+}]^3[B^{2-}]^2

K_s=[A_2B_3(s)][A^{3+}]^2[B^{2-}]^3

K_s=[A^{3+}]^2[B^{2-}]^3

K_s=[A^{3+}][B^{2-}]

Explication

Dans l’expression de $K_s$ , les concentrations des ions dissous sont élevées à leurs coefficients stœchiométriques : $K_s=[A^{3+}]^2[B^{2-}]^3$ . Inverser les exposants ou les omettre ne respecte pas l’équation de dissolution, et le solide n’entre pas dans l’expression.

Question 45

45. Dans une solution contenant les ions d’un sel peu soluble, le quotient réactionnel vaut $Q=3K_s$ . Quelle évolution est attendue ?

La solution reste homogène puisque

Q>K_s

Le solide précipite jusqu’à ce que

Q=K_s

La solution reste saturée avec

Q>K_s

Le solide se dissout jusqu’à ce que

Q=0

Explication

Lorsque $Q>K_s$ , la précipitation a lieu jusqu’au retour à l’équilibre, où $Q=K_s$ . Une solution saturée correspond à $Q=K_s$ ; si $Q<K_s$ , le solide est dissous et la précipitation ne peut avoir lieu.

Question 46

46. Un solide ionique est à l’équilibre avec sa solution. On ajoute une petite quantité d’un sel soluble qui apporte l’un de ses ions constitutifs. Quel effet est attendu sur la solubilité du solide ?

Elle reste inchangée, car l’ion ajouté est déjà dissous

Elle diminue par effet d’ion commun

Elle augmente par effet d’ion commun

Elle diminue parce que l’ajout refroidit nécessairement la solution

Explication

La présence en solution d’un ion constitutif du solide diminue sa solubilité : c’est l’effet d’ion commun, associé au déplacement de l’équilibre vers la précipitation. Un ion qui ne participe pas à cet équilibre n’est pas l’ion commun, et aucun changement de température n’est impliqué ici.

QCM : Équilibres et chimie des solutions (46 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Dans une étude d’une transformation chimique, quelle partie de l’univers constitue le système ?

2. On double la quantité de matière d’un échantillon homogène sans changer son état intensif. Quelle description distingue correctement sa température et sa masse ?

3. Un échantillon de gaz parfait contient 2,0 mol2{,}0\ \mathrm{mol}2,0 mol à 300 K300\ \mathrm{K}300 K dans un volume de 0,050 m30{,}050\ \mathrm{m^3}0,050 m3. Quelle pression obtient-on avec R=8,314 J K−1 mol−1R=8{,}314\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}R=8,314 JK−1mol−1 ?

4. Pour une réaction, un réactif a une quantité initiale de 5,0 mol5{,}0\ \mathrm{mol}5,0 mol et un coefficient stœchiométrique ν=−2\nu=-2ν=−2. Si l’avancement vaut 1,5 mol1{,}5\ \mathrm{mol}1,5 mol, quelle quantité de ce réactif reste-t-il ?

5. Un système reçoit 120 J120\ \mathrm{J}120 J de chaleur et fournit 35 J35\ \mathrm{J}35 J de travail à l’extérieur. Quelle est sa variation d’énergie interne ?

6. Quelle description caractérise l’énergie interne d’un système matériel ?

7. Deux transformations relient le même état initial au même état final, mais suivent des chemins différents. Quelle comparaison est correcte ?

8. Quelle expression définit l’enthalpie HHH d’un système en fonction de son énergie interne UUU, de sa pression PPP et de son volume VVV ?

9. Une réaction se déroule à pression constante et le système reçoit 2,4 kJ2{,}4\ \text{kJ}2,4 kJ de chaleur. Quelle est sa variation d’enthalpie ?

10. Quelle grandeur désigne la variation d’enthalpie associée à la formation d’une mole d’un produit à partir de ses éléments dans leurs états standard de référence ?

11. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques νi\nu_iνi​ et les enthalpies standard de formation ΔfHT∘(i)\Delta_fH_T^\circ(i)Δf​HT∘​(i) sont connus. Quelle expression permet d’obtenir ΔrHT∘\Delta_rH_T^\circΔr​HT∘​ par la loi de Hess ?

12. Quelle description caractérise l’entropie SSS ?

13. Lors d’une transformation irréversible, quelle évolution de l’entropie de l’univers impose le deuxième principe ?

14. Dans une réaction, l’entropie du système diminue. Quelle conclusion reste compatible avec le deuxième principe ?

15. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques νi\nu_iνi​ et les entropies molaires standard ST∘(i)S_T^\circ(i)ST∘​(i) sont connus. Quelle expression donne la variation d’entropie standard de réaction ?

16. Quelle relation définit l’enthalpie libre GGG en fonction de l’enthalpie HHH, de la température TTT et de l’entropie SSS ?

18. À pression constante, une réaction présente ΔrG=+5 kJ mol−1\Delta_rG=+5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}Δr​G=+5kJmol−1 dans le sens direct. Quel est son statut dans ce sens ?

19. Dans un système chimique à l’équilibre, que constate-t-on concernant l’avancement et les réactions directe et inverse ?

20. Comment définit-on l’activité d’un constituant, et quelle est sa dimension ?

21. Pour la réaction A+2B⇌CA+2B\rightleftharpoons CA+2B⇌C, les coefficients algébriques sont −1-1−1 pour AAA, −2-2−2 pour BBB et +1+1+1 pour CCC. Quelle expression donne le quotient réactionnel ?

22. À température fixée, quelle propriété caractérise la constante d’équilibre KKK d’une réaction ?

23. Pour une réaction dont l’enthalpie standard est positive, quelle relation décrit la variation de sa constante d’équilibre avec la température selon Van’t Hoff ?

24. Une réaction endothermique est à l’équilibre et sa température est augmentée. Quelle évolution est attendue pour la constante d’équilibre et la formation des produits ?

25. Un système à l’équilibre met en jeu une réaction exothermique. Si on chauffe le système, dans quel sens son équilibre se déplace-t-il ?

26. À l’équilibre, on augmente la pression d’un système gazeux. Quel principe permet de prévoir que le système évolue dans le sens qui réduit l’effet de cette perturbation ?

27. Dans le modèle de Brønsted, quelle propriété permet d’identifier une substance comme un acide ?

28. Dans le modèle de Brønsted, comment caractérise-t-on une base ?

29. Lorsqu’une réaction acido-basique a lieu entre deux espèces, quel mécanisme et quels couples sont mis en jeu ?

30. Deux acides sont comparés dans l’eau : le premier a une constante d’acidité KaK_aKa​ supérieure à celle du second. Lequel est le plus fort ?

31. Une solution aqueuse suffisamment diluée contient des ions hydronium à la concentration 2,0×10−3 mol L−12{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}2,0×10−3 molL−1. Quelle expression permet de déterminer son pH ?

32. À 25 °C, quelles valeurs caractérisent l’eau pure à l’équilibre ?

33. Dans un échantillon, [H3O+]=4,0×10−6 mol L−1[\mathrm{H_3O^+}]=4{,}0\times10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}[H3​O+]=4,0×10−6 molL−1 et [HO−]=1,0×10−8 mol L−1[\mathrm{HO^-}]=1{,}0\times10^{-8}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}[HO−]=1,0×10−8 molL−1. Comment classer la solution ?

34. Pour un couple AH/A−\mathrm{AH/A^-}AH/A−, une solution présente [A−]/[AH]=10[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}]=10[A−]/[AH]=10 et pKa=4,0pK_a=4{,}0pKa​=4,0. Quelle valeur du pH donne la relation de Henderson–Hasselbalch ?

35. Après étalonnage, un appareil compare le potentiel d’une électrode plongée dans une solution à celui d’une électrode de référence. De quel instrument s’agit-il et que permet cette mesure ?

36. Une équipe cherche le titre inconnu d’une solution en la faisant réagir avec une solution de titre connu. Comment distinguer cette opération d’un dosage au sens général ?

37. Avant de choisir une réaction pour titrer un analyte, une chimiste vérifie ses propriétés. Quel ensemble de critères doit satisfaire la réaction support du titrage ?

38. Lors du titrage d’un acide faible AH\mathrm{AH}AH par une base forte, le volume de base ajouté atteint la moitié du volume d’équivalence. Quelle relation s’applique alors ?

39. Dans une solution, quelle entité correspond à un complexe de coordination ?

40. Quelle propriété permet à une espèce chimique d’agir comme ligand dans un complexe de coordination ?

41. Un ion métallique forme un complexe avec un ligand qui peut s’attacher au métal par plusieurs sites. Quelle propriété caractérise généralement le complexe obtenu ?

42. Pour la réaction globale M+2L⇌ML2M+2L\rightleftharpoons ML_2M+2L⇌ML2​, quelle expression décrit la constante de formation globale ?

43. À température donnée, comment définit-on la solubilité d’un composé dans un volume donné de solvant ?

44. Pour le solide ionique A2B3(s)⇌2A3++3B2−A_2B_3(s)\rightleftharpoons 2A^{3+}+3B^{2-}A2​B3​(s)⇌2A3++3B2−, quelle expression correspond à son produit de solubilité ?

45. Dans une solution contenant les ions d’un sel peu soluble, le quotient réactionnel vaut Q=3KsQ=3K_sQ=3Ks​. Quelle évolution est attendue ?

46. Un solide ionique est à l’équilibre avec sa solution. On ajoute une petite quantité d’un sel soluble qui apporte l’un de ses ions constitutifs. Quel effet est attendu sur la solubilité du solide ?

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3. Un échantillon de gaz parfait contient $2{,}0\ \mathrm{mol}$ à $300\ \mathrm{K}$ dans un volume de $0{,}050\ \mathrm{m^3}$ . Quelle pression obtient-on avec $R=8{,}314\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}$ ?

4. Pour une réaction, un réactif a une quantité initiale de $5{,}0\ \mathrm{mol}$ et un coefficient stœchiométrique $\nu=-2$ . Si l’avancement vaut $1{,}5\ \mathrm{mol}$ , quelle quantité de ce réactif reste-t-il ?

5. Un système reçoit $120\ \mathrm{J}$ de chaleur et fournit $35\ \mathrm{J}$ de travail à l’extérieur. Quelle est sa variation d’énergie interne ?

8. Quelle expression définit l’enthalpie $H$ d’un système en fonction de son énergie interne $U$ , de sa pression $P$ et de son volume $V$ ?

9. Une réaction se déroule à pression constante et le système reçoit $2{,}4\ \text{kJ}$ de chaleur. Quelle est sa variation d’enthalpie ?

11. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques $\nu_i$ et les enthalpies standard de formation $\Delta_fH_T^\circ(i)$ sont connus. Quelle expression permet d’obtenir $\Delta_rH_T^\circ$ par la loi de Hess ?

12. Quelle description caractérise l’entropie $S$ ?

15. Pour une réaction, les coefficients stœchiométriques algébriques $\nu_i$ et les entropies molaires standard $S_T^\circ(i)$ sont connus. Quelle expression donne la variation d’entropie standard de réaction ?

16. Quelle relation définit l’enthalpie libre $G$ en fonction de l’enthalpie $H$ , de la température $T$ et de l’entropie $S$ ?

18. À pression constante, une réaction présente $\Delta_rG=+5\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$ dans le sens direct. Quel est son statut dans ce sens ?

21. Pour la réaction $A+2B\rightleftharpoons C$ , les coefficients algébriques sont $-1$ pour $A$ , $-2$ pour $B$ et $+1$ pour $C$ . Quelle expression donne le quotient réactionnel ?

22. À température fixée, quelle propriété caractérise la constante d’équilibre $K$ d’une réaction ?

30. Deux acides sont comparés dans l’eau : le premier a une constante d’acidité $K_a$ supérieure à celle du second. Lequel est le plus fort ?

31. Une solution aqueuse suffisamment diluée contient des ions hydronium à la concentration $2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Quelle expression permet de déterminer son pH ?

33. Dans un échantillon, $[\mathrm{H_3O^+}]=4{,}0\times10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ et $[\mathrm{HO^-}]=1{,}0\times10^{-8}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ . Comment classer la solution ?

34. Pour un couple $\mathrm{AH/A^-}$ , une solution présente $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{AH}]=10$ et $pK_a=4{,}0$ . Quelle valeur du pH donne la relation de Henderson–Hasselbalch ?

38. Lors du titrage d’un acide faible $\mathrm{AH}$ par une base forte, le volume de base ajouté atteint la moitié du volume d’équivalence. Quelle relation s’applique alors ?

42. Pour la réaction globale $M+2L\rightleftharpoons ML_2$ , quelle expression décrit la constante de formation globale ?

44. Pour le solide ionique $A_2B_3(s)\rightleftharpoons 2A^{3+}+3B^{2-}$ , quelle expression correspond à son produit de solubilité ?

45. Dans une solution contenant les ions d’un sel peu soluble, le quotient réactionnel vaut $Q=3K_s$ . Quelle évolution est attendue ?