QCM : Gaz et solutions aqueuses — 17 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle caractéristique distingue un gaz parfait d’un gaz réel ?

Ses particules sont immobiles et réparties uniformément
Ses particules occupent un volume important et s’attirent fortement
Ses particules possèdent une charge électrique globale nulle
Ses particules sont ponctuelles et n’interagissent pas entre elles

Ses particules sont ponctuelles et n’interagissent pas entre elles

Explication

Un gaz parfait est modélisé par des particules ponctuelles sans interactions interparticulaires. Les interactions existent en revanche dans un gaz réel.

2. Dans l’équation d’état d’un gaz parfait, que représentent respectivement P et V dans PV = nRT ?

La puissance et la vitesse
La pression et la viscosité
La quantité de matière et le volume
La pression et le volume

La pression et le volume

Explication

Dans l’équation PV = nRT, P désigne la pression et V le volume du gaz.

3. Un mélange gazeux exerce une pression totale de 100 kPa et la fraction du gaz i vaut 0,30. Quelle est la pression partielle de ce gaz ?

100,3 kPa
30 kPa
333 kPa
70 kPa

30 kPa

Explication

Selon la loi de Dalton, Pi = Fi × P. On obtient donc Pi = 0,30 × 100 = 30 kPa.

4. Pourquoi la pression atmosphérique diminue-t-elle lorsque l’altitude augmente ?

La masse volumique de l’air devient nécessairement nulle
La hauteur de la colonne d’air située au-dessus diminue
La pression partielle de chaque gaz devient identique
La constante des gaz parfaits diminue avec l’altitude

La hauteur de la colonne d’air située au-dessus diminue

Explication

La relation P + ρgh = constante montre que la pression diminue lorsque la hauteur h augmente, toutes choses égales par ailleurs.

5. Quelle propriété de l’eau explique sa capacité à solubiliser de nombreuses substances polaires ?

Sa structure apolaire et son incapacité à établir des liaisons hydrogène
Son absence d’interactions entre molécules et sa faible cohésion
Sa polarité et sa capacité à former jusqu’à quatre liaisons hydrogène par molécule
Sa masse molaire élevée et sa dissociation complète en ions

Sa polarité et sa capacité à former jusqu’à quatre liaisons hydrogène par molécule

Explication

L’eau est un solvant polaire et chaque molécule peut former jusqu’à quatre liaisons hydrogène, ce qui favorise ses interactions avec de nombreux solutés.

6. Quelle distinction décrit correctement les compositions qualitative et quantitative d’une solution ?

La composition qualitative indique la nature des constituants, tandis que la quantitative indique leurs quantités
La composition qualitative concerne uniquement le solvant, tandis que la quantitative concerne uniquement le soluté
La composition qualitative mesure le volume, tandis que la quantitative mesure la température
La composition qualitative indique les quantités, tandis que la quantitative indique la nature des constituants

La composition qualitative indique la nature des constituants, tandis que la quantitative indique leurs quantités

Explication

La composition qualitative précise quels sont le solvant et le soluté, alors que la composition quantitative précise leurs quantités.

7. Une solution contient 0,20 mol de soluté dans 0,50 L de solution et 0,50 kg de solvant. Quelles sont sa molarité et sa molalité ?

0,10 mol·L⁻¹ et 0,10 mol·kg⁻¹
0,40 mol·L⁻¹ et 0,40 mol·kg⁻¹
0,40 mol·L⁻¹ et 0,25 mol·kg⁻¹
0,25 mol·L⁻¹ et 0,40 mol·kg⁻¹

0,40 mol·L⁻¹ et 0,40 mol·kg⁻¹

Explication

La molarité est calculée avec le volume de solution : 0,20/0,50 = 0,40 mol·L⁻¹. La molalité utilise la masse de solvant : 0,20/0,50 = 0,40 mol·kg⁻¹.

8. Quelle relation relie la concentration molaire massique Cp, la masse molaire M et la concentration molaire massique indiquée par Cm ?

Cm = Cp + M
Cm = Cp × M
Cm = Cp/M
Cm = M/Cp

Cm = Cp/M

Explication

La relation donnée est Cm = Cp/M : la concentration correspondante s’obtient en divisant la concentration massique par la masse molaire.

9. Un ion divalent possède une concentration molaire Cm de 3 mmol·L⁻¹. Quelle est sa concentration équivalente Ceq ?

1,5 mmol·L⁻¹
9 mmol·L⁻¹
6 mmol·L⁻¹
3 mmol·L⁻¹

6 mmol·L⁻¹

Explication

La concentration équivalente tient compte de la valence : Ceq = |Z| × Cm = 2 × 3 = 6 mmol·L⁻¹.

10. Dans une solution électriquement neutre, quelle condition doit être respectée ?

La concentration totale des ions égale celle du solvant
La concentration de chaque cation égale celle de chaque anion
La somme des charges positives égale la somme des charges négatives
Le nombre de solutés positifs égale le nombre de solutés négatifs

La somme des charges positives égale la somme des charges négatives

Explication

L’électroneutralité impose l’égalité entre la somme des charges positives et la somme des charges négatives, sans exiger l’égalité des concentrations ioniques individuelles.

11. Comment définit-on l’osmolarité d’une solution ?

Par la concentration massique totale rapportée au volume du solvant
Par la somme des masses molaires de tous les solutés
Par la concentration molaire d’un seul soluté avant sa dissociation
Par la somme des concentrations molaires de toutes les particules dissociées

Par la somme des concentrations molaires de toutes les particules dissociées

Explication

L’osmolarité additionne les concentrations molaires de toutes les particules produites par la dissociation des solutés. Elle se distingue donc de la molarité d’une espèce donnée.

12. Une solution idéale et fortement diluée présente une osmolalité ω et une constante cryoscopique K_c. Quelle relation permet de calculer l’abaissement du point de congélation Δθ ?

Δθ = K_c / ω
Δθ = K_c + ω
Δθ = ω / K_c
Δθ = K_c · ω

Δθ = K_c · ω

Explication

Pour une solution idéale et fortement diluée, l’abaissement cryoscopique est proportionnel à l’osmolalité selon Δθ = K_c · ω.

13. Dans quelle situation la relation Δθ = K_c · ω peut-elle être appliquée directement ?

À une solution dont l’activité osmotique est nécessairement inconnue
À une solution concentrée présentant de fortes interactions ioniques
À une solution idéale et fortement diluée
À une solution réelle contenant un encombrement macromoléculaire important

À une solution idéale et fortement diluée

Explication

La relation Δθ = K_c · ω est valable pour les solutions idéales et fortement diluées. À concentration élevée, les interactions et l’encombrement peuvent provoquer un écart au modèle idéal.

14. Une solution réelle possède une osmolalité ω et un coefficient d’activité γ. Quelle expression représente son activité osmotique A ?

A = γ · ω
A = γ + ω
A = ω / γ
A = γ − ω

A = γ · ω

Explication

L’activité osmotique est donnée par A = γ · ω. Le coefficient γ corrige ainsi l’écart au comportement idéal, tandis que ω désigne seulement l’osmolalité.

15. Quelle distinction décrit correctement la dissociation des électrolytes forts et faibles ?

Les électrolytes forts se dissocient partiellement, tandis que les faibles se dissocient totalement
Les électrolytes forts et faibles ont toujours 0 < α < 1
Les électrolytes forts ont α = 0, tandis que les faibles ont α = 1
Les électrolytes forts se dissocient totalement avec α = 1, tandis que les faibles se dissocient partiellement avec 0 < α < 1

Les électrolytes forts se dissocient totalement avec α = 1, tandis que les faibles se dissocient partiellement avec 0 < α < 1

Explication

Un électrolyte fort est totalement dissocié, ce qui correspond à α = 1. Un électrolyte faible n’est que partiellement dissocié, avec 0 < α < 1.

16. Pour un électrolyte binaire de concentration initiale C_i et de degré de dissociation α, quelle expression correspond à la loi d’action de masse ?

K = α³C_i/(1 − α)
K = 4α³C_i²/(1 − α)
K = αC_i²/(1 − α²)
K = α²C_i/(1 − α)

K = α²C_i/(1 − α)

Explication

Pour un électrolyte binaire, la loi d’action de masse s’écrit K = α² C_i/(1 − α). Le facteur 4 et la puissance α³ caractérisent la formule ternaire, et non binaire.

17. Pour un électrolyte ternaire de concentration initiale C_i et de degré de dissociation α, quelle loi d’action de masse faut-il utiliser ?

K = 3α²C_i²/(1 − α)
K = αC_i/(1 − α²)
K = α²C_i/(1 − α)
K = 4α³C_i²/(1 − α)

K = 4α³C_i²/(1 − α)

Explication

La loi d’action de masse d’un électrolyte ternaire est K = 4α³ C_i²/(1 − α). Elle se distingue de la formule binaire par le facteur 4, la puissance α³ et la présence de C_i².

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Qu'est-ce qu'un gaz parfait ?

Un gaz parfait est constitué de particules ponctuelles sans interaction.

Quelle formule décrit le comportement d'un gaz parfait ?

La formule est PV = nRT.

Comment calcule-t-on la pression partielle d'un gaz i dans un mélange ?

La pression partielle Pi = Fi × P selon la loi de Dalton.

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