QCM : Thermodynamique et chimie de la matière (68 questions)

Explication

Un système fermé peut échanger de la chaleur et du travail, mais pas de matière. Un système isolé n’échange ni matière ni énergie, un système ouvert échange de la matière, et un système adiabatique ne permet pas l’échange de chaleur.

Explication

En système fermé, la masse des réactifs consommés est égale à celle des produits formés : 12 g de réactifs donnent donc 12 g de produits. La conservation du nombre de molécules ne détermine pas la masse, et une transformation chimique en système fermé ne perd ni ne gagne de masse.

Explication

Le nombre stœchiométrique algébrique est négatif pour un réactif et positif pour un produit. Le signe positif correspond donc aux produits, tandis que le signe nul ou la phase ne détermine pas le signe du réactif.

Explication

La relation $n_i-n_{i,0}=\nu_i\xi$ donne $3-5=(-2)\xi$, donc $\xi=1\,\mathrm{mol}$. Un avancement négatif inverse le signe du coefficient, tandis que la variation de quantité est de −2 mol et non de 3 ou 4 mol.

Explication

Pour l’épuisement de A, $\xi_{\max,A}=n_{A,\mathrm{init}}/a=6/2=3\,\mathrm{mol}$. La quantité de B sert au calcul de son propre épuisement, et la division par le coefficient de B ne correspond pas à A.

Explication

Le taux vaut $\alpha=\xi/\xi_{\max}=6/8=0{,}75$. Une réaction totale a un taux égal à 1 ; le taux de 0,25 correspondrait à la fraction restante, tandis que 1,33 résulte de l’inversion du rapport.

Explication

À l’équilibre, le quotient réactionnel est égal à la constante thermodynamique, soit $Q_{\mathrm{eq}}=K^0(T)$, laquelle ne dépend que de la température. L’inégalité ne caractérise pas l’équilibre, et la composition initiale ne détermine pas la valeur de la constante.

Explication

Un acide de Brønsted cède un proton H⁺. Une base de Brønsted le capte, tandis que la base conjuguée est l’espèce obtenue après la perte du proton.

Explication

Une base de Brønsted capte un proton, comme NH₃ lorsqu’elle devient NH₄⁺. Un acide libère le proton, et l’amphotère peut agir comme acide ou comme base.

Explication

Un ampholyte possède à la fois un caractère acide et un caractère basique, puisqu’il peut céder ou capter un proton. Un acide donneur et une base capteuse ne décrivent chacun qu’un de ces rôles, et une base conjuguée désigne un membre d’un couple acide-base.

Explication

Ka caractérise l’équilibre de dissociation d’un acide faible dans l’eau, et le pKa sert à classer sa force. Ke concerne l’autoprotolyse de l’eau, tandis que le pH mesure l’acidité d’une solution.

Explication

Une variation d’une unité de pH correspond à un facteur 10 sur [H₃O⁺] : lorsque cette concentration diminue d’un facteur 10, le pH augmente d’une unité. Une baisse du pH inverse le sens, et deux unités correspondraient à un facteur 100.

Explication

À 25 °C, une solution neutre a des concentrations égales en H₃O⁺ et OH⁻, chacune égale à 10⁻⁷ mol·L⁻¹, ce qui correspond à un pH de 7. Les autres valeurs rendent les concentrations inégales ou les placent à la mauvaise échelle.

Explication

Comme le pH est supérieur au pKa, A⁻ prédomine dans le couple AH/A⁻. AH prédomine lorsque le pH est inférieur au pKa, et les deux concentrations sont égales lorsque ces valeurs sont égales.

Explication

Selon la règle du gamma, le sens indirect correspond à une réaction limitée ou non quantitative, tandis que le sens direct est quantitatif. Une réaction limitée n’est pas pour autant nulle.

Explication

Un tampon résiste à une dilution modérée et son pH, proche du pKa, varie très peu. Une forte variation du pH confond dilution modérée et perturbation importante, une valeur de 7 n’est pas imposée, et le pH n’est pas nécessairement égal au pKa.

Explication

L’ajout d’un acide fort en défaut à une base faible est une méthode de préparation d’un tampon. Le mélange direct acide faible–base conjuguée est une autre voie, tandis qu’un excès d’acide fort ne correspond pas à la condition énoncée.

Explication

Tous les acides aminés possèdent au moins un groupement carboxyle COOH et un groupement amine NH₂ ionisables. Le phosphate et un second carboxyle ne sont pas des groupements communs à tous.

Explication

En milieu très basique, l’acide aminé est sous forme anionique. La forme cationique est associée à un pH très acide, tandis que le zwitterion est neutre malgré ses charges internes.

Explication

Un oxydant accepte des électrons et se réduit. Le réducteur donne les électrons et s’oxyde ; confondre ces rôles inverse à la fois le transfert et l’évolution de l’espèce.

Explication

Un réducteur donne des électrons et s’oxyde. Un oxydant les accepte et se réduit ; l’option qui associe le don à une réduction inverse le changement subi par Y.

Explication

En milieu basique, les ions H⁺ introduits pour équilibrer les charges sont neutralisés par OH⁻. L’eau sert à équilibrer l’oxygène, tandis que les électrons interviennent pour équilibrer le transfert de charge.

Explication

Le potentiel standard est défini par rapport à l’électrode standard à hydrogène, qui constitue la demi-pile de référence. Deux demi-piles identiques ne définissent pas cette référence, et le nombre d’électrons transférés n’est pas une différence de potentiel.

Explication

Dans une pile, le réducteur le plus fort intervient dans l’oxydation à l’anode, tandis que l’oxydant le plus fort intervient dans la réduction à la cathode. Les propositions inversant les électrodes ou les rôles des espèces confondent ces associations.

Explication

La force électromotrice se calcule par $E_+-E_-$, donc $0{,}82-0{,}15=0{,}67\,\mathrm{V}$. Le signe négatif vient d’une soustraction inversée, $0{,}97\,\mathrm{V}$ d’une addition, et $0{,}15\,\mathrm{V}$ de l’omission du potentiel positif.

Explication

La réaction spontanée de la pile Daniell est $\mathrm{Cu^{2+}+Zn\rightarrow Cu+Zn^{2+}}$ : les ions cuivre et le zinc métallique sont les réactifs. L’inversion des réactifs et des produits ou le mélange des espèces des deux couples ne respecte pas cette réaction.

Explication

Le pont salin maintient l’électroneutralité en apportant $\mathrm{K^+}$ à la cathode, où $\mathrm{Cu^{2+}}$ diminue, et des anions à l’anode, où $\mathrm{Zn^{2+}}$ augmente. L’inversion des directions ou l’envoi des deux types d’ions vers un seul compartiment néglige ces changements de charge.

Explication

Un atome comprend un noyau extrêmement petit et un nuage électronique qui l’entoure. Les autres descriptions inversent les positions, placent les protons dans le nuage ou confondent le noyau avec l’atome entier.

Explication

Le numéro atomique $Z$ compte les protons, donc $Z=11$, et le nombre de masse vaut $A=Z+N=11+12=23$. Prendre les neutrons pour $Z$ ou confondre $A$ avec le seul nombre de protons ne respecte pas ces définitions.

Explication

Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons : il possède donc 17 électrons. Les réponses 16 et 18 correspondent à un déséquilibre de charge, tandis que 34 double le nombre de protons.

Explication

Des isotopes ont le même numéro atomique, donc le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents et ainsi des nombres de masse différents. Des numéros atomiques différents désignent des éléments différents, tandis qu’un même nombre de neutrons ne décrit pas la distinction attendue.

Explication

Les transitions d’un atome produisent un spectre d’émission discontinu dont les raies lui sont spécifiques. Le spectre continu confond deux types de spectres, le spectre commun néglige la spécificité atomique et l’absorption confond émission et absorption.

Explication

Lorsqu’un électron se désexcite d’un niveau supérieur vers un niveau inférieur, il émet un photon. L’absorption correspond au passage vers un niveau supérieur, tandis qu’une désexcitation sans photon omet l’échange associé à la transition.

Explication

À valeur égale de $n+l$, l’orbitale ayant le plus petit $n$ est la moins énergétique : ici $4p$. Choisir $5s$ privilégie le plus grand $n$, tandis que l’égalité d’énergie ignore la règle de départage.

Explication

L’état fondamental s’obtient en remplissant les sous-couches par énergie croissante selon Klechkowski, chaque sous-couche étant remplie avant de passer à la suivante. L’ordre décroissant et le choix prioritaire du plus grand nombre principal inversent le critère énergétique; une répartition égale ne suit pas la règle de remplissage.

Explication

La règle de Hund impose d’occuper le maximum d’orbitales avant de former un doublet : les trois orbitales reçoivent d’abord chacune un électron, puis le quatrième s’apparie dans l’une d’elles. Former deux doublets trop tôt néglige cette règle, laisser une orbitale vide ne maximise pas l’occupation et quatre électrons célibataires ne peuvent tenir dans trois orbitales.

Explication

Pour former un cation, on retire d’abord les électrons ayant le plus grand nombre quantique principal $n$. Retirer ceux de plus petit $n$ inverse la règle, l’ajout d’un électron décrit la formation d’un anion et l’ordre inverse de Klechkowski n’est pas le critère indiqué.

Explication

En représentation de Lewis, un point figure un électron de valence, un trait un doublet et un rectangle une orbitale vide. L’inversion point-trait confond électron et doublet, tandis que les autres réponses attribuent le rectangle à un doublet ou à un électron.

Explication

La construction commence par le calcul des doublets et le squelette en liaisons simples; on ajoute ensuite les liaisons multiples nécessaires, puis les doublets non liants pour atteindre le duet ou l’octet. Placer d’abord les doublets non liants inverse les étapes, et commencer par les liaisons multiples omet le squelette initial.

Explication

On obtient $z_F = 5 - 3 - 2(1) = 0$, car chaque doublet non liant compte pour deux électrons dans la formule. La réponse $+2$ omet cette contribution, $-1$ soustrait les doublets liants deux fois et $+4$ inverse les soustractions.

Explication

Un radical se caractérise par un nombre impair d’électrons et la présence d’un électron célibataire. Une lacune électronique est une autre forme de déficience, tandis que l’hypervalence et le doublet non liant ne définissent pas un radical.

Explication

À partir de la troisième période, certains éléments comme le phosphore peuvent former plus de quatre liaisons : cette situation relève de l’hypervalence. La limite universelle de quatre liaisons ignore cette exception, et une lacune électronique ou un radical sont des notions distinctes.

Explication

Dans cette notation, E désigne les doublets non liants portés par l’atome central A. Les atomes liés sont notés X, l’atome central est A et leur nombre est représenté par m.

Explication

La méthode suppose que les groupes électroniques se situent à la même distance de l’atome central et s’éloignent les uns des autres afin de minimiser leurs répulsions. Des distances différentes ou un rapprochement contredisent ces hypothèses.

Explication

La figure de répulsion dépend du nombre total de groupes, ici les trois liaisons et le doublet non liant, tandis que la géométrie moléculaire décrit l’arrangement des seules liaisons. Confondre les deux formes ou omettre le doublet dans la figure conduit aux autres interprétations.

Explication

En VSEPR, une liaison triple est traitée comme une liaison simple, mais les différences de répulsion peuvent déformer la géométrie réelle. La compter comme trois groupes ou comme un doublet non liant applique une autre représentation.

Explication

Une différence d’électronégativité rend le doublet liant asymétrique et crée des charges partielles sur les atomes. Un partage symétrique ne correspond pas à cet effet, et des charges partielles ne signifient pas une ionisation complète.

Explication

Le moment dipolaire de liaison est colinéaire à la liaison et orienté de la charge négative vers la charge positive. L’orientation inverse échange les charges, tandis qu’une direction perpendiculaire n’est pas colinéaire.

Explication

Le moment dipolaire moléculaire est la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison, ce qui tient compte à la fois de leur intensité et de leur direction. Additionner seulement les intensités ou ne retenir qu’une liaison néglige cette composition vectorielle.

Explication

Une molécule est polaire si son moment dipolaire total est non nul; elle est apolaire si ce moment est nul. La classification dépend du résultat total, et non de la seule polarité de chaque liaison.

Explication

Une liaison π résulte d’un recouvrement latéral entre orbitales dont les axes sont parallèles. Le recouvrement axial caractérise une liaison σ, tandis que des axes perpendiculaires ne correspondent pas à la géométrie décrite.

Explication

Une liaison multiple associe une liaison σ à une ou plusieurs liaisons π, ces dernières étant plus faibles. Une liaison simple de Lewis est une liaison σ; la liaison π ne remplace donc pas la liaison σ dans une liaison multiple.

Explication

Les électrons σ construisent le squelette moléculaire; leur déplacement détruirait ce squelette et ils ne sont donc pas délocalisables. Les électrons π et les doublets non liants, eux, peuvent participer à la délocalisation.

Explication

La forme la plus représentative combine plusieurs critères: respect de l’octet par le plus grand nombre d’atomes, minimum de charges formelles, charges éloignées et charges négatives sur les atomes les plus électronégatifs. Se focaliser sur un seul de ces critères néglige les autres.

Explication

Les interactions de Keesom mettent en jeu deux dipôles permanents. Debye associe un dipôle permanent à un dipôle induit, tandis que London concerne des dipôles instantanés présents dans toutes les molécules.

Explication

Une liaison hydrogène met en jeu un hydrogène lié à un atome très électronégatif et un autre atome très électronégatif portant un doublet non liant; les trois atomes sont alignés. Un angle droit ne respecte pas cette géométrie, et le doublet de l’atome accepteur est nécessaire.

Explication

Une liaison hydrogène a une énergie d’environ 30 kJ·mol⁻¹: elle est plus énergétique que les interactions de Van der Waals, mais moins qu’une liaison covalente. Les quelques kJ·mol⁻¹ caractérisent plutôt l’ordre de grandeur des interactions de Van der Waals.

Explication

Une espèce hydrophobe est apolaire, non ionique et peu polarisable; elle ne forme pas de liaison hydrogène avec l’eau et n’interagit avec elle que peu ou pas, hormis par London. La faible polarisation ne crée pas de capacité à former des liaisons hydrogène.

Explication

En réaction organique, le solvant met les réactifs en contact et permet de contrôler la température lors du chauffage. La séparation en phases relève de l’extraction, la consommation d’un réactif contredit son rôle de solvant, et la seule dissolution du produit ne décrit pas les fonctions attendues.

Explication

Un solvant de réaction doit solubiliser les réactifs, rester inerte, convenir à la température utilisée et être le moins toxique possible. Un solvant qui néglige la solubilité, réagit avec le milieu ou ne supporte pas la température manque un critère essentiel.

Explication

L’extraction liquide-liquide nécessite deux phases non miscibles et un solvant dans lequel la molécule visée est plus soluble. La miscibilité complète empêche la séparation des phases, tandis que solubiliser davantage les autres constituants ne favorise pas l’extraction recherchée.

Explication

Une molécule protique possède une liaison A–H polarisée, où A est généralement l’oxygène ou l’azote; les solvants protiques donnent des liaisons hydrogène. Une liaison C–H ou une liaison non polarisée ne correspond pas à cette définition, et le rôle mentionné est celui de donneur.

Explication

Dans l’eau, un acide fort a un pKa inférieur à 0, mais sa réaction quantitative avec l’eau empêche de le classer directement dans ce solvant. Le seuil supérieur à 14 concerne les bases fortes, tandis que l’ignorer conduit à une classification directe erronée.

Explication

Une base B est d’autant plus forte que son acide conjugué BH⁺ est stabilisé. La règle concernant la base conjuguée porte sur la force d’un acide, et supposer que la stabilisation affaiblit B inverse la relation établie.

Explication

Une base A⁻ est stabilisée lorsque des effets attracteurs d’électrons répartissent sa charge négative; une charge portée par un atome électronégatif et volumineux favorise aussi la stabilisation. Les effets donneurs ou une charge positive ne décrivent pas le mécanisme considéré.

Explication

La combustion est une oxydation complète qui transforme totalement la structure carbonée en CO₂ et H₂O en présence de dioxygène. L’oxydation ménagée conserve l’enchaînement des carbones, tandis qu’une réduction ou une oxydation partielle ne correspond pas à la transformation décrite.

Explication

La relation $\Delta E=hc/\lambda$ donne $\lambda=hc/\Delta E$, soit environ $6{,}6\times10^{-7}\,\mathrm{m}$. La valeur $1{,}5\times10^6$ provient de l’inversion du rapport, tandis que les autres résultent d’une confusion d’unités ou de relation.

Explication

En substituant $n=2$ dans $E_n=-13{,}6/n^2$, on obtient $E_2=-13{,}6/4=-3{,}4\,\mathrm{eV}$. $-6{,}8\,\mathrm{eV}$ omet le carré, $+3{,}4\,\mathrm{eV}$ perd le signe négatif et $-2{,}0\,\mathrm{eV}$ confond le nombre quantique avec l’énergie.