QCM : Biophysique des gaz et changements d’état — 29 questions

Explication

Dans un gaz, l’agitation thermique domine largement les énergies de liaison intermoléculaire, ce qui rend les particules largement indépendantes. Un réseau régulier et des positions fixes caractérisent plutôt un solide.

Explication

L’approximation du gaz parfait est pertinente lorsque le gaz est suffisamment éloigné de la liquéfaction, en particulier à faible pression et température élevée. La proximité de la liquéfaction renforce au contraire les interactions intermoléculaires.

Explication

La description macroscopique utilise les variables observables comme $n$, $V$, $P$ et $T$, tandis que la description microscopique s’intéresse au mouvement des molécules et à leurs collisions. Les autres propositions inversent ces deux niveaux d’analyse.

Explication

À température et quantité de matière constantes, la loi de Boyle-Mariotte relie inversement la pression et le volume. Une compression réduit donc le volume et entraîne une augmentation de la pression.

Explication

À température constante, la loi de Boyle-Mariotte impose que le produit de la pression par le volume reste constant. Les rapports $V/T$ et $P/T$ correspondent à d’autres conditions de transformation.

Explication

À pression constante, la loi de Charles donne $V_1=V_0(1+\alpha\Delta\theta)$ avec $\alpha=\frac{1}{273}$. La loi décrit une augmentation du volume lorsque la température augmente, et non une soustraction ou une inversion du facteur.

Explication

La loi de Gay-Lussac s’applique à volume constant et relie alors la variation de pression à la variation de température. La loi de Charles, en revanche, concerne une transformation à pression constante.

Explication

L’équation d’état d’un gaz parfait s’écrit $PV=nRT$ et prend en compte simultanément les quatre variables. Les autres expressions placent incorrectement la quantité de matière ou combinent les grandeurs de manière non conforme.

Explication

Dans le système international, la température doit être exprimée en kelvins et le volume en mètres cubes pour appliquer directement l’équation des gaz parfaits. Une température en degrés Celsius doit d’abord être convertie en kelvins.

Explication

Dans les unités internationales, la constante vaut $R=8,3143\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}$. La valeur $0,08206$ correspond à une autre combinaison d’unités, soit les litres et les atmosphères.

Explication

La loi de Dalton établit que la pression totale résulte de la somme des pressions partielles de chaque gaz. La pression du constituant majoritaire ne représente pas à elle seule la contribution de l’ensemble du mélange.

Explication

La pression partielle correspond à la pression qu’un constituant exercerait s’il occupait seul le volume à la même température. Elle se distingue donc de la pression totale, qui regroupe les contributions de tous les gaz.

Explication

Le modèle cinétique idéal représente les molécules comme des particules ponctuelles se déplaçant en ligne droite entre des collisions élastiques, sans interaction entre elles. Les trajectoires courbes et les forces d’attraction caractérisent plutôt des modèles de gaz réels.

Explication

Une hausse de température déplace la distribution de Maxwell-Boltzmann vers des vitesses plus élevées et augmente la proportion de molécules rapides. La répartition des vitesses dépend donc bien de la température.

Explication

L’énergie cinétique moyenne est définie par $\overline{E}=\frac{1}{2}mv_e^2$, où la vitesse efficace est liée à la moyenne des carrés des vitesses. Elle ne correspond donc pas à une simple expression linéaire en $v_e$.

Explication

Lors d’une compression, la diminution du volume rapproche les molécules et le milieu extérieur fournit de l’énergie au gaz. La fourniture d’énergie au milieu extérieur correspond plutôt à une détente.

Explication

Pour une transformation réversible d’un gaz parfait, l’intégration du travail conduit à $W=nRT\ln\left(\frac{V_2}{V_1}\right)$. Une différence directe de volumes ne tient pas compte de la variation logarithmique propre à cette transformation.

Explication

Le potentiel chimique caractérise le niveau énergétique associé à une mole de gaz à une pression et une température données. Le travail, lui, décrit un échange d’énergie au cours d’une transformation, et non un niveau énergétique molaire.

Explication

Les écarts au modèle parfait augmentent lorsque la température diminue et que la pression augmente, conditions qui rapprochent le gaz de la liquéfaction. À haute température et faible pression, les interactions et le volume propre des molécules influencent moins le comportement.

Explication

L’équation de Van der Waals s’écrit $\left(p+\frac{a}{V^2}\right)(V-b)=RT$ pour une mole. Le terme $a/V^2$ rend compte des interactions moléculaires, tandis que $b$ corrige le volume réellement disponible.

Explication

Un gaz réel peut passer à l’état liquide par compression, par refroidissement, ou par l’action combinée de ces deux procédés. Une détente ou une hausse de température tend au contraire à éloigner le système de la liquéfaction.

Explication

La fraction molaire compare la quantité de matière du constituant $i$ à la quantité totale de matière du mélange. Elle se calcule donc par $x_i=\frac{n_i}{\sum_i n_i}$, et non directement à partir des pressions ou des volumes.

Explication

La loi de Henry relie la quantité dissoute à la pression du gaz et au coefficient de solubilité par $V=s\,p$. La fraction molaire, en revanche, se détermine à partir des quantités de matière et ne remplace pas cette relation.

Explication

Le coefficient de solubilité diminue généralement lorsque la température augmente. Ainsi, à pression donnée, le réchauffement tend à réduire la quantité de gaz dissous.

Explication

La vaporisation et la liquéfaction relient les états liquide et gazeux, tandis que la fusion et la solidification relient les états solide et liquide. La sublimation et la condensation concernent directement les passages entre solide et gaz.

Explication

Lors de la fusion, l’énergie fournie sert au changement d’état, de sorte que la température reste constante jusqu’à la disparition du solide. Elle augmente avant la fusion puis recommence à augmenter lorsque le matériau est devenu liquide.

Explication

La vaporisation désigne le changement d’état d’un liquide vers un gaz. La liquéfaction décrit au contraire le passage d’un gaz vers un liquide.

Explication

L’évaporation est une vaporisation de surface qui peut avoir lieu à toute température où le liquide existe, alors que l’ébullition se manifeste dans tout le liquide à une température déterminée. L’idée que l’évaporation forme des bulles dans l’ensemble du liquide inverse les deux phénomènes.

Explication

Dans le vide ou une atmosphère gazeuse, l’évaporation se poursuit jusqu’à la saturation, lorsque la pression partielle de la vapeur atteint la pression maximale de vapeur. L’égalité avec la pression atmosphérique n’est pas le critère de saturation décrit ici.