QCM : UE3 — 35 questions

Explication

La matière peut être décrite à l’échelle de l’atome, de la molécule et de son état d’agrégation. Les autres réponses proposent des niveaux ou des catégories qui ne correspondent pas à cette organisation en trois niveaux.

Explication

L’état solide, liquide ou gazeux de l’eau dépend notamment de la température et de la pression. La masse, la couleur ou la luminosité ne déterminent pas directement le changement d’état.

Explication

Un solide cristallisé possède un ordre interne, reste condensé et ne présente pas de mouvement observable à l’échelle macroscopique. La deuxième combinaison décrit plutôt un liquide, tandis que les deux autres associent à tort le solide aux propriétés d’un gaz.

Explication

Un gaz est non condensé et son volume varie facilement sous l’effet de la pression, tandis que ses molécules sont en mouvement permanent. Les autres réponses attribuent au gaz des caractéristiques propres aux solides ou aux liquides.

Explication

Le désordre interne d’un liquide n’empêche pas ses constituants de rester rapprochés : il est donc condensé. Les autres propositions inversent ou confondent les propriétés caractéristiques des trois états.

Explication

La vibration fait osciller les atomes autour de leur position au sein de la molécule. La translation correspond au déplacement de la molécule, tandis que la rotation décrit son changement d’orientation.

Explication

L’énergie d’agitation moléculaire est la somme des énergies de translation, de rotation et de vibration. Elle ne se calcule donc ni par produit ni par soustraction entre ces contributions.

Explication

Une hausse de température augmente l’énergie cinétique des molécules et rend leur agitation thermique plus importante. La pression peut influencer l’état de la matière, mais elle ne remplace pas le lien établi ici entre température et agitation.

Explication

Les forces intramoléculaires maintiennent les atomes associés au sein d’une molécule, alors que les forces intermoléculaires s’exercent entre des molécules distinctes. La distinction ne repose donc ni sur l’état physique ni sur le caractère systématiquement attractif des forces.

Explication

Les forces de Van der Waals correspondent à des attractions électrostatiques entre dipôles. Les répulsions apparaissent plutôt lorsque les molécules deviennent très proches, ce qui ne définit pas les forces de Van der Waals.

Explication

À la distance d’équilibre, les forces d’attraction et de répulsion se compensent, ce qui permet une position stable des atomes. Une domination de l’une des deux forces entraînerait plutôt une variation de la distance.

Explication

Une liaison hydrogène est une interaction intermoléculaire dans laquelle l’hydrogène forme un pont avec notamment le fluor, l’oxygène ou l’azote d’une autre molécule. La liaison covalente, contrairement à elle, est intramoléculaire.

Explication

Les liaisons hydrogène expliquent que l’eau fonde à 0 °C sous une atmosphère, alors qu’en leur absence la température théorique serait d’environ −65 °C. La valeur de −65 °C correspond donc au cas sans liaisons hydrogène, et non à l’eau réelle.

Explication

À température constante, la loi de Boyle-Mariotte établit que le produit de la pression par le volume reste constant dans les conditions indiquées. Les relations faisant intervenir la température correspondent à d’autres lois ou à des contraintes différentes.

Explication

La loi d’Avogadro indique que les gaz parfaits ont le même volume molaire lorsqu’ils sont soumis aux mêmes température et pression; à 0 °C et 1 atm, il vaut $22{,}414\ L\ mol^{-1}$. Cette égalité concerne le volume molaire dans des conditions identiques, pas la masse molaire ni le volume total.

Explication

La loi de Charles relie le volume à la température lorsque la pression reste constante, tandis que la loi de Gay-Lussac relie la pression à la température lorsque le volume reste constant. La relation pression-volume à température constante relève de Boyle-Mariotte.

Explication

La loi de Dalton établit que la pression totale d’un mélange de gaz parfaits est la somme des pressions partielles. La moyenne ou le produit des pressions ne correspond pas à cette règle.

Explication

La pression correspond au rapport entre la force exercée et la surface sur laquelle elle s’applique. Ainsi, une force identique produit une pression plus élevée lorsque la surface diminue, contrairement à la force elle-même.

Explication

La pression hydrostatique est le produit de la hauteur, de la masse volumique et de l’accélération de la pesanteur. Elle ne se calcule donc pas directement par le rapport force-surface utilisé pour caractériser la pression d’un gaz.

Explication

Une atmosphère standard vaut $1{,}013\times10^5\ Pa$ et correspond à une colonne de mercure de 760 mm à 0 °C. La valeur 760 représente ici une hauteur en millimètres, pas une pression exprimée en pascals.

Explication

L’équation d’état du gaz parfait est $PV=nRT$, où T doit être exprimée comme température absolue. L’expression $PV=\frac{n}{RT}$ inverse à tort le rôle de la constante et de la température.

Explication

Un gaz réel peut s’écarter du modèle idéal parce que ses molécules occupent un volume et exercent des interactions. Le gaz parfait, au contraire, néglige précisément ces deux effets dans son approximation.

Explication

Le terme b tient compte du volume propre des molécules et réduit donc le volume disponible, écrit $V-nb$. Le terme a est celui qui corrige les interactions moléculaires, et non b.

Explication

L’approximation du gaz parfait est favorisée par une faible pression, un grand volume et une température éloignée de la condensation, notamment pour des molécules peu polarisables. Une température proche de la condensation renforce au contraire les écarts au comportement idéal.

Explication

L’énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température absolue, suivant $\overline{E}=\frac{3}{2}kT$. Elle n’est donc ni constante ni inversement proportionnelle à la température.

Explication

La solubilité est la quantité maximale d’une espèce qui peut être dissoute dans un volume donné de solvant pour former une solution saturée. Elle ne désigne ni une vitesse de dissolution ni la miscibilité totale de deux liquides.

Explication

Pour une dissolution endothermique, une augmentation de température favorise la dissolution et accroît la solubilité. La diminution de solubilité avec la température concerne le cas d’une dissolution exothermique.

Explication

À saturation, la tension du gaz dissous est égale à la pression du gaz libre à température constante. Une tension supérieure à cette pression caractérise plutôt une sursaturation.

Explication

La solvatation correspond à la dispersion des atomes, ions ou molécules du soluté ainsi qu’à leurs interactions avec le solvant. La précipitation désigne au contraire la formation d’une phase solide séparée de la solution.

Explication

Les interactions ion-dipôle font partie des principales interactions de solvatation, avec les liaisons hydrogène et les forces de Van der Waals. Les interactions nucléaires, gravitationnelles et magnétiques proposées ne constituent pas les mécanismes principaux décrits ici.

Explication

Une solution électrolytique contient des ions mobiles capables d’assurer la conduction électrique. La présence de molécules neutres ne suffit pas à produire cette conduction ionique dans une solution non électrolytique.

Explication

Un composé polaire est généralement mieux solvaté par un solvant polaire, car des interactions adaptées peuvent s’établir entre eux. Un solvant apolaire convient davantage à la solvatation d’un composé apolaire.

Explication

La loi de Henry établit qu’à température constante et à saturation, la quantité de gaz dissous est proportionnelle à sa pression partielle. Le volume du récipient n’est pas le facteur déterminant dans cette relation.

Explication

Lorsque la pression est exprimée en mmHg, le volume dissous est donné par $V_{gaz\ liquide}=\frac{\alpha vP}{760}$. Le facteur 760 appartient à cette forme de la relation parce que la pression est mesurée en mmHg.

Explication

À température constante, une pression accrue et une surface de contact gaz-liquide plus grande favorisent la dissolution, tandis qu’une température élevée la diminue généralement. Une température plus faible complète donc les deux autres facteurs favorables.