Première · Physique-chimie

Composition d’un système chimique

Chapitre 1

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Cette série reprend les idées essentielles du chapitre Composition d’un système chimique. Elle alterne connaissances, méthodes, conditions d’application et pièges classiques.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Une pesée de chlorure de sodium

On prélève 5,85 g de NaCl(s), de masse molaire M = 58,5 g·mol⁻¹. L’échantillon est dissous complètement dans l’eau. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Si la dissolution est totale, on forme 0,100 mol de Na⁺(aq). On obtient 5,85 × 58,5 mol de NaCl. La quantité de Na⁺ est de 0,200 mol. La quantité de NaCl introduite est 0,100 mol. On forme également 0,100 mol de Cl⁻(aq).

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Réponse attendue : A, D, E

A — Vrai. NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) : les coefficients valent tous 1.
B — Faux. La masse molaire est une masse par mole. Il faut diviser la masse par M : n = 0,100 mol.
C — Faux. Une entité NaCl possède un seul sodium ; la quantité d’ions Na⁺ formés vaut 0,100 mol, pas le double.
D — Vrai. n = m/M, avec m en g et M en g·mol⁻¹ : 5,85/58,5 = 0,100 mol.
E — Vrai. Le rapport Cl⁻ sur NaCl vaut 1 dans l’équation de dissolution.

Méthode à retenir. Identifier le soluté, convertir la masse en quantité de matière puis respecter la stœchiométrie de dissolution.

Question 2

Une solution de glucose

Une solution contient 9,00 g de glucose C₆H₁₂O₆ (M = 180 g·mol⁻¹) dans un volume final de 250,0 mL. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La concentration en quantité de matière est 0,200 mol·L⁻¹. La quantité de glucose est 0,0500 mol. La concentration est 0,0125 mol·L⁻¹. Le volume final vaut 0,2500 L. Le glucose dissous fournit six ions carbone par molécule.

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Réponse attendue : A, B, D

A — Vrai. La quantité 0,0500 mol répartie dans 0,2500 L donne c = 0,200 mol·L⁻¹.
B — Vrai. Une mole pèse 180 g : on divise la masse pesée par la masse d’une mole. Avec m en g et M en g·mol⁻¹, n = m/M = (9,00/180) mol = 0,0500 mol.
C — Faux. 0,0125 résulte d’un produit : c = n/V = 0,0500/0,2500 = 0,200 mol·L⁻¹.
D — Vrai. 250,0 mL = 250,0 × 10⁻³ L = 0,2500 L. Cette conversion évite de mêler des millilitres à une concentration exprimée en moles par litre.
E — Faux. Le glucose reste ici sous forme de molécules C₆H₁₂O₆(aq) ; l’indice 6 compte des atomes de carbone, pas des ions.

Méthode à retenir. Calculer d’abord n = m/M, puis c = n/V avec V en L.

Question 3

Quelques millilitres de solution

Une pipette délivre 5,00 mL d’une solution de concentration c = 0,200 mol·L⁻¹ en soluté moléculaire. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Il faut connaître la masse molaire pour calculer cette quantité. La quantité de matière prélevée vaut 1,00 × 10⁻³ mol. Le prélèvement contient 1,00 mol de soluté. Le prélèvement contient 1,00 mmol de soluté. Avec c en mol·L⁻¹, on utilise V = 5,00 × 10⁻³ L pour le calcul.

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Réponse attendue : B, D, E

A — Faux. Pour une solution de concentration molaire connue, n = cV suffit ; M serait nécessaire pour convertir une masse en moles.
B — Vrai. 1,00 mmol = 1,00 × 10⁻³ mol ; c et V doivent être cohérents.
C — Faux. Le produit numérique 0,200 × 5,00 vaut 1,00 en mmol, car mL·mol·L⁻¹ = mmol. En litres, le calcul est 0,200 × 0,00500 = 0,00100 mol, soit exactement 1,00 mmol.
D — Vrai. n = cV = 0,200 mol·L⁻¹ × 5,00 mL = 1,00 mmol.
E — Vrai. Un millilitre vaut 10⁻³ L, donc n = 0,200 × 0,00500 = 0,00100 mol. L est ici cohérent avec mol·L⁻¹ ; l’unité SI de volume est m³.

Méthode à retenir. Conserver les unités : cV vaut directement des millimoles si V est exprimé en mL.

Question 4

Diluer dans une fiole jaugée

On prélève 20,0 mL d’une solution mère à 0,300 mol·L⁻¹ ; on complète avec de l’eau jusqu’au trait d’une fiole jaugée de 100,0 mL. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le facteur de dilution vaut 5,00. La concentration reste 0,300 mol·L⁻¹. La quantité prélevée vaut 6,00 mmol. Le volume final est exactement égal au volume d’eau ajouté. La solution fille a pour concentration 0,0600 mol·L⁻¹.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. F = V_f/V_p = 100,0/20,0 = 5,00, également c_m/c_f.
B — Faux. Le nombre de moles prélevées est conservé, mais elles occupent un volume final cinq fois plus grand.
C — Vrai. 0,300 mol·L⁻¹ × 20,0 mL = 6,00 mmol ; la fiole contient ces mêmes moles si aucune perte.
D — Faux. Le volume final se lit au trait de jauge ; l’eau ajoutée ne se confond pas avec les 100,0 mL de solution finale.
E — Vrai. c_f = c_mV_p/V_f = 0,300 × 20,0/100,0 = 0,0600 mol·L⁻¹.

Méthode à retenir. La dilution conserve le soluté prélevé : c_mV_p = c_fV_f.

Question 5

Gaz et volume molaire fourni

Un récipient renferme 1,20 L d’un gaz pur dans des conditions pour lesquelles V_m = 24,0 L·mol⁻¹. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La quantité vaut 28,8 mol. Une nouvelle pression pourrait modifier le volume molaire. Le quotient V/V_m a bien l’unité mol. On peut réutiliser V_m = 24,0 L·mol⁻¹ quelle que soit la température. La quantité de gaz est 0,0500 mol.

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Réponse attendue : B, C, E

A — Faux. 28,8 est le produit 1,20 × 24,0 ; les unités L²·mol⁻¹ révèlent qu’il ne s’agit pas de n.
B — Vrai. Le volume occupé par une mole de gaz dépend notamment de la pression et de la température.
C — Vrai. V désigne un volume en L ; V_m est un volume par mole en L·mol⁻¹. Dans le rapport n = V/V_m, les litres se simplifient et il reste une quantité en mol.
D — Faux. La valeur fournie ne vaut que pour les conditions annoncées ; il faut réévaluer V_m si elles changent.
E — Vrai. Une mole de gaz occupe ici 24,0 L : il y a autant de moles que de fois ce volume dans 1,20 L. Avec V en L et V_m en L·mol⁻¹, n = V/V_m = (1,20/24,0) mol = 0,0500 mol.

Méthode à retenir. Le volume molaire dépend des conditions ; ici sa valeur est donnée pour calculer n = V/V_m.

Question 6

Une prise d’éthanol pur

On verse 10,0 mL d’éthanol pur de masse volumique ρ = 0,789 g·mL⁻¹ et de masse molaire M = 46,0 g·mol⁻¹. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La masse de la prise est 78,9 g. La concentration de la prise pure est 0,172 mol·L⁻¹. La quantité d’éthanol est proche de 0,172 mol. La masse s’obtient par m = V/ρ. Pour obtenir n, on peut écrire directement n = ρVM.

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Réponse attendue : C

A — Faux. La masse volumique multiplie le volume de 10,0 mL : m = 0,789 g·mL⁻¹ × 10,0 mL = 7,89 g, dix fois moins.
B — Faux. 0,172 mol est une quantité. Une concentration exige de définir le volume d’une solution ; ce n’est pas ici la grandeur cherchée.
C — Vrai. Avec m en g et M en g·mol⁻¹, n = m/M = (7,89/46,0) mol = 0,1715… mol, soit environ 0,172 mol.
D — Faux. Diviser un volume en mL par g·mL⁻¹ ne donne pas des grammes ; il faut multiplier : m = ρV.
E — Faux. La masse vaut ρV, puis la quantité vaut m/M ; il faut donc diviser par M : n = ρV/M. Le contrôle des unités donne (g·mL⁻¹) × mL × (g⁻¹·mol) = mol.

Méthode à retenir. Pour un liquide pur : m = ρV, puis n = m/M ; vérifier les unités des deux relations.

Question 7

Dissolution du chlorure de calcium

On dissout totalement 0,020 mol de CaCl₂ dans l’eau, puis on porte la solution à 0,500 L. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La concentration de Ca²⁺ vaut 0,040 mol·L⁻¹. La solution contient 0,020 mol de Ca²⁺(aq). La solution contient 0,040 mol de Cl⁻(aq). Ces concentrations créent une charge nette positive de la solution. La concentration de Cl⁻ est 0,040 mol·L⁻¹.

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Réponse attendue : A, B, C

A — Vrai. La dissolution fournit un Ca²⁺ par CaCl₂ : n(Ca²⁺) = 0,020 mol. La concentration est la quantité divisée par le volume final : [Ca²⁺] = 0,020 mol/0,500 L = 0,040 mol·L⁻¹.
B — Vrai. Le coefficient de Ca²⁺ est 1 pour 1 entité de CaCl₂ dissoute.
C — Vrai. Le coefficient 2 devant Cl⁻ double sa quantité par rapport à CaCl₂. La quantité est donc 2 × 0,020 = 0,040 mol, avant toute division par 0,500 L.
D — Faux. Le bilan des charges est 2[Ca²⁺] − [Cl⁻] = 0,080 − 0,080 = 0, en mol·L⁻¹ d’unités de charge.
E — Faux. 0,040 mol est la quantité ; en 0,500 L, [Cl⁻] = 0,040/0,500 = 0,080 mol·L⁻¹.

Méthode à retenir. Écrire CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq), puis diviser chaque quantité par le volume final.

Question 8

Composition d’un mélange gazeux

Un mélange homogène contient 0,20 mol de gaz A et 0,30 mol de gaz B, sans autre constituant. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La quantité totale est 0,50 mol. La somme des fractions molaires de A et B est 0,50 mol. Les deux fractions molaires totalisent 1. La fraction molaire de A est 0,40. La fraction molaire de B vaut 0,30 mol.

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Réponse attendue : A, C, D

A — Vrai. Le mélange ne contient que A et B : leurs quantités, de même unité, s’additionnent. n_tot = n_A + n_B = 0,20 mol + 0,30 mol = 0,50 mol.
B — Faux. 0,50 mol est la quantité totale, tandis que la somme des deux fractions molaires vaut 1, sans unité.
C — Vrai. x_A + x_B = (n_A + n_B)/n_tot = 1.
D — Vrai. x_A = n_A/n_tot = 0,20/0,50 = 0,40, sans unité.
E — Faux. Une fraction molaire n’a pas d’unité et x_B = 0,30/0,50 = 0,60.

Méthode à retenir. La fraction molaire est le rapport de la quantité du constituant à la quantité totale ; elle est sans dimension.

Question 9

Mesure spectrophotométrique

À longueur d’onde et cuve fixées, trois solutions étalons de concentrations 1,0 ; 2,0 ; 3,0 mmol·L⁻¹ donnent les absorbances 0,15 ; 0,30 ; 0,45. Une solution inconnue donne A = 0,375. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Il faut extrapoler au-delà de la gamme d’étalonnage. L’absorbance est une grandeur sans dimension. Le coefficient de l’étalonnage est k = 0,15 L·mmol⁻¹. L’inconnue vaut 2,5 mmol·L⁻¹ sous ce modèle. Une absorbance de 0,375 prouve que la loi reste linéaire pour 100 mmol·L⁻¹.

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Réponse attendue : B, C, D

A — Faux. 2,5 mmol·L⁻¹ est entre 2,0 et 3,0 mmol·L⁻¹ : c’est une interpolation.
B — Vrai. Dans Beer-Lambert, A compare des intensités par un logarithme ; l’unité est portée par k et c, pas par A. On définit notamment A par un logarithme du rapport des intensités lumineuses incidente et transmise.
C — Vrai. k = A/c = 0,15/(1,0 mmol·L⁻¹) = 0,15 L·mmol⁻¹, puisque A est sans unité.
D — Vrai. À cuve et longueur d’onde fixées, l’étalonnage donne A = kc ; on isole c = A/k. Comme A est sans dimension, 0,375/(0,15 L·mmol⁻¹) = 2,5 mmol·L⁻¹, dans la gamme mesurée.
E — Faux. Les mesures ne valident la linéarité que dans la gamme 1,0 à 3,0 mmol·L⁻¹ ; 100 mmol·L⁻¹ est hors gamme.

Méthode à retenir. Contrôler la linéarité A = kc dans la gamme, puis interpoler à partir de k.

Question 10

Choisir une longueur d’onde

Le spectre d’une espèce colorée dissoute montre un maximum d’absorbance à 520 nm. On souhaite suivre sa concentration avec une même cuve. Sélectionner toutes les propositions exactes.

A augmente nécessairement lorsque la cuve est raccourcie. Il faut choisir une longueur d’onde où A est strictement nulle. Les étalons et l’inconnue doivent être mesurés à la même longueur d’onde. Travailler près de 520 nm peut améliorer la sensibilité du dosage. Une cuve de même trajet optique est requise pour la comparaison directe.

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Réponse attendue : C, D, E

A — Faux. Dans le domaine de Beer-Lambert, A = εℓc : à concentration fixée, raccourcir ℓ réduit A.
B — Faux. Un signal nul ne renseigne pas utilement sur une petite variation de concentration de cette espèce.
C — Vrai. Le coefficient d’étalonnage dépend de λ : changer λ entre mesures invalide la comparaison directe.
D — Vrai. Au maximum, une variation de concentration produit souvent une variation d’absorbance mieux détectable. À trajet optique constant, la pente A/c est alors plus grande si l'espèce absorbe davantage.
E — Vrai. Dans A = εℓc, ℓ est la longueur traversée ; elle doit rester contrôlée entre étalons et inconnue.

Méthode à retenir. La longueur d’onde d’étude doit donner un signal mesurable, avec un étalonnage réalisé dans les mêmes conditions.

Question 11

Masse ou quantité par litre ?

Une étiquette indique une concentration en masse de 9,0 g·L⁻¹ pour le glucose (M = 180 g·mol⁻¹). Sélectionner toutes les propositions exactes.

Dans un litre, la quantité de glucose est 0,050 mol. La concentration molaire est 0,050 mol·L⁻¹. 9,0 g·L⁻¹ et 9,0 mol·L⁻¹ désignent la même concentration. La concentration molaire vaut 1 620 mol·L⁻¹. Dans 100 mL, la masse de glucose est 9,0 g.

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Réponse attendue : A, B

A — Vrai. Avec m en g et M en g·mol⁻¹, n = m/M = (9,0/180) mol = 0,050 mol.
B — Vrai. Chaque mole de glucose a une masse de 180 g : on convertit les 9,0 g présents par litre en moles par litre. Avec c_m en g·L⁻¹ et M en g·mol⁻¹, c = c_m/M = (9,0/180) mol·L⁻¹ = 0,050 mol·L⁻¹.
C — Faux. Une concentration massique et une concentration molaire n’ont pas les mêmes unités ; M permet leur conversion.
D — Faux. Multiplier par M donnerait 1 620 g²·L⁻¹·mol⁻¹, qui n’est pas une concentration molaire ; il faut diviser.
E — Faux. 9,0 g est la masse dans 1 L ; pour 0,100 L, m = 9,0 g·L⁻¹ × 0,100 L = 0,90 g.

Méthode à retenir. Distinguer concentration en masse et concentration molaire ; utiliser c = c_m/M.

Question 12

Préparer un nouvel échantillon

On dispose d’une solution mère à 0,500 mol·L⁻¹ et l’on veut 200,0 mL d’une solution fille à 0,0500 mol·L⁻¹. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La solution fille contient 10,0 mmol de soluté. Le facteur de dilution est 0,100. Il faut prélever 20,0 mL de solution mère. Il faut utiliser 200,0 mL d’eau ajoutée, exactement. Un bécher gradué est aussi précis qu’une pipette jaugée de 20,0 mL.

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Réponse attendue : A, C

A — Vrai. n = 0,0500 mol·L⁻¹ × 200,0 mL = 10,0 mmol.
B — Faux. F = c_m/c_f = 0,500/0,0500 = 10,0 ; 0,100 est le rapport inverse.
C — Vrai. V_p = c_fV_f/c_m = 0,0500 × 200,0/0,500 = 20,0 mL. On part de la conservation du soluté c mère × V prélevé = c fille × V final.
D — Faux. On complète jusqu’au volume final de solution 200,0 mL ; ce volume ne désigne pas l’eau versée.
E — Faux. Le volume prélevé commande la quantité de soluté ; la pipette jaugée convient mieux à une mesure précise qu’un bécher gradué.

Méthode à retenir. Calculer le volume à prélever par conservation du soluté, puis choisir une verrerie jaugée adaptée.

Question 13

Sulfate de sodium en solution

Une solution de Na₂SO₄, supposé totalement dissocié, a une concentration en soluté apporté c = 0,0500 mol·L⁻¹. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Il y a une charge positive nette car [Na⁺] est deux fois [SO₄²⁻]. La concentration des ions Na⁺ vaut 0,100 mol·L⁻¹. Une mole de Na₂SO₄ produit une mole d’ions sulfate. La concentration en soluté apporté et celle des ions sodium sont distinctes. La concentration des ions SO₄²⁻ vaut 0,0500 mol·L⁻¹.

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Réponse attendue : B, C, D, E

A — Faux. Chaque sulfate porte −2 charges ; [Na⁺] − 2[SO₄²⁻] = 0,100 − 0,100 = 0.
B — Vrai. Chaque formule libère deux ions Na⁺ : [Na⁺] = 2c = 0,100 mol·L⁻¹.
C — Vrai. Le coefficient de SO₄²⁻ dans l’équation de dissolution vaut 1 ; une mole de sel fournit une mole de sulfate. L'équation Na₂SO₄(s) → 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) donne directement ce rapport molaire.
D — Vrai. c compte les formules Na₂SO₄ introduites ; [Na⁺] tient compte du coefficient 2 de dissolution.
E — Vrai. Un ion sulfate provient de chaque formule dissoute : [SO₄²⁻] = c.

Méthode à retenir. Utiliser Na₂SO₄(s) → 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq), puis vérifier l’électroneutralité.

Question 14

Dénombrer des molécules

Un échantillon contient n = 0,0100 mol de molécules d’eau. On prend N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le nombre de molécules vaut 6,02 × 10²³ car N_A ne dépend pas de n. Il contient 1,20 × 10²² atomes d’hydrogène environ. Le nombre d’atomes d’oxygène est le double du nombre de molécules. Une molécule d’eau porte deux atomes d’oxygène. Il contient 6,02 × 10²¹ molécules d’eau.

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Réponse attendue : B, E

A — Faux. N_A donne le nombre par mole ; l’échantillon n’en contient que 0,0100 mol. Le facteur 0,0100 doit multiplier la constante : deux puissances de dix sont ainsi retranchées.
B — Vrai. Chaque H₂O a deux atomes H : 2 × 6,02 × 10²¹ = 1,204 × 10²² atomes.
C — Faux. Chaque molécule H₂O comprend exactement un atome O : leur nombre est donc le même que celui des molécules.
D — Faux. Dans H₂O, l’indice 2 est associé à H ; le symbole O sans indice en représente un seul.
E — Vrai. N = nN_A = 0,0100 mol × 6,02 × 10²³ mol⁻¹ = 6,02 × 10²¹ molécules.

Méthode à retenir. Distinguer le nombre de molécules de celui des atomes qui les composent.

Question 15

Description d’une solution inconnue

Un compte rendu mentionne « 0,025 mol d’espèce X dans 100 mL de solution aqueuse à 20 °C », sans autre espèce dissoute connue. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Pour obtenir une masse de X, il faudrait en plus connaître sa masse molaire. La concentration est 2,5 mol·L⁻¹. Le volume désigne celui de la solution finale, pas celui du solvant pur. La concentration apportée de X est 0,25 mol·L⁻¹. La température peut faire partie d’une description pertinente du système.

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Réponse attendue : A, C, D, E

A — Vrai. La relation m = nM nécessite M en g·mol⁻¹ pour donner m en g.
B — Faux. Le volume est 0,100 L, pas 0,010 L ; la division donne 0,25 mol·L⁻¹.
C — Vrai. La définition de c = n/V utilise le volume total de solution contenant X.
D — Vrai. V = 0,100 L ; c = 0,025 mol/0,100 L = 0,25 mol·L⁻¹.
E — Vrai. L’état, les volumes et certaines propriétés peuvent dépendre de la température ; ici elle est donnée à 20 °C. Une variation thermique peut modifier le volume de solution mesuré et donc la concentration calculée.

Méthode à retenir. Nommer le système, l’espèce et le volume de solution avant de calculer c = n/V.

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