QCM : Thermochimie appliquée (40 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Que cherche à déterminer la thermodynamique chimique à propos d’une transformation ?

Sa composition élémentaire et ses étapes microscopiques, sans examiner l’équilibre ni l’état final.
Sa possibilité, son sens d’évolution, son équilibre et son état final, sans décrire la structure intime de la matière.
Sa vitesse détaillée et son mécanisme moléculaire, à partir de la structure intime de la matière.
Son rendement expérimental et la durée nécessaire, en décrivant les interactions entre molécules.

Sa possibilité, son sens d’évolution, son équilibre et son état final, sans décrire la structure intime de la matière.

Explication

La thermodynamique chimique traite de la possibilité et du sens d’évolution, ainsi que de l’équilibre et de l’état final, sans supposer une structure intime de la matière. La vitesse et le mécanisme moléculaire relèvent d’autres niveaux d’analyse.

2. Une réaction est thermodynamiquement spontanée, mais elle demeure imperceptible pendant une longue période : quelle interprétation convient ?

La réaction est thermodynamiquement défavorable, mais une cinétique lente peut inverser son sens d’évolution.
La réaction peut évoluer dans ce sens, mais sa cinétique peut être si lente que son avancement reste imperceptible.
La réaction ne peut pas évoluer spontanément, car toute évolution possible doit être immédiatement observable.
La réaction est à l’équilibre, car une vitesse faible signifie que les états initial et final sont identiques.

La réaction peut évoluer dans ce sens, mais sa cinétique peut être si lente que son avancement reste imperceptible.

Explication

La spontanéité indique le sens possible de l’évolution, tandis que la cinétique détermine sa vitesse ; une transformation spontanée peut donc être très lente. Une vitesse faible ne signifie pas à elle seule que le système est à l’équilibre.

3. Qu’appelle-t-on un système thermodynamique dans l’étude d’un phénomène ?

Une région définie par sa température, sans séparation conceptuelle entre le système et son environnement.
Une substance pure isolée de tout échange, dont les limites doivent correspondre à une paroi matérielle réelle.
Une portion de l’univers délimitée pour l’étude et séparée du milieu extérieur par une paroi, éventuellement perméable.
L’ensemble de l’univers matériel considéré sans frontière, afin d’inclure toutes les interactions possibles.

Une portion de l’univers délimitée pour l’étude et séparée du milieu extérieur par une paroi, éventuellement perméable.

Explication

Un système thermodynamique est une portion précisément délimitée de l’univers étudiée, séparée de l’extérieur par une paroi qui peut être fictive et perméable. Il n’est pas nécessaire que cette paroi soit un objet matériel réel.

4. Un récipient fermé laisse passer de la chaleur, mais aucune matière ne franchit sa paroi : comment classer ce système ?

Comme un système homogène, car une paroi imperméable à la matière empêche la formation de phases.
Comme un système isolé, car l’absence d’échange de matière implique aussi l’absence d’échange d’énergie.
Comme un système ouvert, car le transfert de chaleur équivaut à un échange de matière avec l’extérieur.
Comme un système fermé, car il n’échange pas de matière même s’il peut échanger de l’énergie.

Comme un système fermé, car il n’échange pas de matière même s’il peut échanger de l’énergie.

Explication

Un système fermé n’échange pas de matière avec l’extérieur, mais il peut échanger de l’énergie, notamment sous forme de chaleur. Un système isolé, contrairement au cas décrit, n’échange ni matière ni énergie.

5. Un échantillon contient simultanément une phase liquide et une phase gazeuse : quelle description lui correspond ?

C’est un système fermé, puisque ses phases restent contenues dans un même récipient.
C’est un système hétérogène, puisqu’il comporte plusieurs phases.
C’est un système homogène, puisque les deux phases appartiennent au même échantillon.
C’est un système isolé, puisque la coexistence des phases empêche les échanges avec l’extérieur.

C’est un système hétérogène, puisqu’il comporte plusieurs phases.

Explication

Un système comportant plusieurs phases est hétérogène ; un système homogène n’en comporte qu’une. Le fait que les phases se trouvent dans le même échantillon ne les transforme pas en une seule phase.

6. Si l’on double la taille d’un système tout en conservant les mêmes conditions et la même composition, quelle classification des variables est correcte ?

La composition et le volume doublent, tandis que la masse, la quantité de matière et la température restent inchangées.
La pression, la température et la composition doublent, tandis que la masse et le volume restent indépendants de la taille.
La masse, la quantité de matière et le volume doublent, tandis que la pression et la température restent indépendantes de la taille.
La température, la quantité de matière et la pression doublent, tandis que la composition et le volume restent inchangés.

La masse, la quantité de matière et le volume doublent, tandis que la pression et la température restent indépendantes de la taille.

Explication

La masse, la quantité de matière et le volume sont des variables extensives proportionnelles à la taille du système ; la pression, la température et la composition sont intensives. Doubler la taille ne fait donc pas doubler les variables intensives.

7. Deux corps A et B sont chacun en équilibre thermique avec un troisième corps C : que permet de conclure le principe zéro ?

A et B ont nécessairement la même pression, même si leurs températures diffèrent.
A et B sont en équilibre thermique entre eux et ont la même température.
A et B ont la même composition chimique, car ils sont en équilibre avec C.
A et B échangent la même quantité d’énergie avec C au cours de chaque intervalle de temps.

A et B sont en équilibre thermique entre eux et ont la même température.

Explication

Le principe zéro établit que deux corps en équilibre thermique avec un troisième sont en équilibre thermique entre eux, donc à la même température. Il ne permet pas de conclure qu’ils ont la même pression ou la même composition.

8. Un système reçoit de la chaleur de l’extérieur, puis fournit du travail à son environnement : quels signes attribuer à ces deux transferts selon la convention thermodynamique ?

La chaleur reçue est positive et le travail fourni par le système est négatif.
La chaleur reçue et le travail fourni sont tous deux positifs, car ils sont transférés.
La chaleur reçue est négative et le travail fourni par le système est positif.
La chaleur reçue et le travail fourni sont tous deux négatifs, car ils traversent la frontière.

La chaleur reçue est positive et le travail fourni par le système est négatif.

Explication

La convention compte positivement ce que reçoit le système et négativement ce qu’il fournit. La chaleur reçue est donc positive, tandis que le travail cédé à l’environnement est négatif.

9. Dans un système à l’équilibre thermodynamique, quelles conditions doivent être réunies ?

Pression uniforme et température variable, avec une composition identique entre toutes les phases.
Température constante et pression variable, avec une composition qui peut évoluer dans chaque phase.
Température et pression uniformes et constantes, avec une composition uniforme dans chaque phase et constante.
Température et pression uniformes, avec une composition constante dans l’ensemble mais variable dans chaque phase.

Température et pression uniformes et constantes, avec une composition uniforme dans chaque phase et constante.

Explication

L’équilibre thermodynamique requiert les équilibres thermique, mécanique et chimique : température et pression uniformes et constantes, ainsi qu’une composition uniforme dans chaque phase et constante. Une composition qui varie au sein d’une phase ne satisfait pas la condition d’équilibre chimique.

10. Pour un gaz parfait de quantité nn à la température TT, quelle relation relie la pression PP et le volume VV ?

PV=nRTPV=nRT
PV=RnTPV=\frac{R}{nT}
P=nVRTP= nVRT
P+n=VRTP+n=VRT

$$PV=nRT$$

Explication

L’équation d’état d’un gaz parfait s’écrit PV=nRTPV=nRT, où RR est la constante des gaz parfaits. La relation P+n=VRTP+n=VRT ne respecte pas cette forme et ne relie pas correctement les variables du gaz parfait.

11. Un mélange contient plusieurs constituants en quantités de matière connues. Comment calcule-t-on la fraction molaire du constituant ii ?

En divisant nin_i par la quantité de matière totale du mélange
En divisant nin_i par le volume total de la solution
En divisant le volume de la solution par nin_i
En soustrayant nin_i de la quantité de matière totale du mélange

En divisant $$n_i$$ par la quantité de matière totale du mélange

Explication

La fraction molaire rapporte la quantité de matière d’un constituant à la somme des quantités de matière de tous les constituants, et les fractions molaires totalisent 1. La concentration molaire, qui rapporte une quantité de matière au volume de solution, est une grandeur différente.

12. Une solution contient 0,300{,}30 mol d’une espèce dans un volume de 0,600{,}60 L. Quelle est sa concentration molaire ?

2,02{,}0 mol·L⁻¹
0,200{,}20 mol·L⁻¹
0,900{,}90 mol·L⁻¹
0,500{,}50 mol·L⁻¹

$$0{,}50$$ mol·L⁻¹

Explication

La concentration molaire se calcule en divisant la quantité de matière par le volume de solution, soit 0,30/0,60=0,500{,}30/0{,}60=0{,}50 mol·L⁻¹. La valeur 2,02{,}0 correspondrait au quotient inverse, volume divisé par quantité de matière.

13. Pour un système fermé, quelle relation exprime le premier principe entre la variation d’énergie interne, le travail et la chaleur échangés ?

ΔU=WQ\Delta U=WQ
ΔU=W−Q\Delta U=W-Q
ΔU=W+Q\Delta U=W+Q
ΔU=Q−W\Delta U=Q-W

$$\Delta U=W+Q$$

Explication

Pour un système fermé, le premier principe s’écrit comme la somme du travail et de la chaleur : ΔU=W+Q\Delta U=W+Q. La soustraction entre ces échanges ne correspond pas à la convention donnée pour cette relation.

14. Quelle conclusion l’expérience de Joule décrite en 1847 illustre-t-elle au sujet du travail mécanique et de l’eau ?

Un travail mécanique abaisse nécessairement la température d’une masse d’eau.
Un échange de chaleur peut produire un travail mécanique sans modifier la température de l’eau.
Un travail mécanique peut élever la température d’une masse d’eau.
Une variation de température de l’eau exige un changement de phase.

Un travail mécanique peut élever la température d’une masse d’eau.

Explication

L’expérience montre qu’un travail mécanique fourni peut provoquer une élévation de la température de l’eau. Elle ne conclut pas qu’un changement de phase est nécessaire à cette élévation.

15. Comment définit-on l’enthalpie d’un système en fonction de son énergie interne, de sa pression et de son volume ?

H=U+p/VH=U+p/V
H=U+pVH=U+pV
H=U−pVH=U-pV
H=pV−UH=pV-U

$$H=U+pV$$

Explication

L’enthalpie est définie par l’énergie interne augmentée du produit de la pression par le volume. Remplacer cette addition par une soustraction donne une relation différente de sa définition.

16. Lorsqu’une transformation se déroule à pression constante, quelle grandeur correspond à la variation d’enthalpie ?

La variation d’énergie cinétique du système
La chaleur échangée à pression constante
Le travail échangé à volume constant
La chaleur échangée à volume constant

La chaleur échangée à pression constante

Explication

À pression constante, la variation d’enthalpie est égale à la chaleur échangée, notée QPQ_P. La chaleur échangée à volume constant n’est pas la grandeur identifiée par cette relation.

17. Pour appliquer la loi de Hess à une réaction, comment obtient-on son enthalpie standard de réaction à partir des enthalpies standard de formation ?

On utilise l’enthalpie de formation du produit principal sans inclure les autres espèces.
On additionne celles des produits et on soustrait celles des réactifs, en tenant compte des coefficients stœchiométriques.
On soustrait les enthalpies des produits de celles des réactifs sans tenir compte des coefficients stœchiométriques.
On additionne celles des réactifs et on soustrait celles des produits, en tenant compte des coefficients stœchiométriques.

On additionne celles des produits et on soustrait celles des réactifs, en tenant compte des coefficients stœchiométriques.

Explication

La loi de Hess consiste à sommer les enthalpies standard de formation des produits, puis à soustraire celles des réactifs, avec leurs coefficients stœchiométriques. Inverser produits et réactifs donnerait le signe opposé à celui de l’enthalpie standard de réaction.

18. La capacité thermique molaire différentielle de réaction ΔcP,m\Delta c_{P,m} est connue entre deux températures. Quelle relation permet de calculer l’enthalpie molaire de réaction à la température finale ?

ΔrHm(T2)=ΔrHm(T1)∫T1T2ΔcP,m dT\Delta_r H_m(T_2)=\Delta_r H_m(T_1)\int_{T_1}^{T_2}\Delta c_{P,m}\,dT
ΔrHm(T2)=ΔrHm(T1)+ΔcP,m(T2−T1)2\Delta_r H_m(T_2)=\Delta_r H_m(T_1)+\Delta c_{P,m}(T_2-T_1)^2
ΔrHm(T2)=ΔrHm(T1)−∫T1T2ΔcP,m dT\Delta_r H_m(T_2)=\Delta_r H_m(T_1)-\int_{T_1}^{T_2}\Delta c_{P,m}\,dT
ΔrHm(T2)=ΔrHm(T1)+∫T1T2ΔcP,m dT\Delta_r H_m(T_2)=\Delta_r H_m(T_1)+\int_{T_1}^{T_2}\Delta c_{P,m}\,dT

$$\Delta_r H_m(T_2)=\Delta_r H_m(T_1)+\int_{T_1}^{T_2}\Delta c_{P,m}\,dT$$

Explication

La loi de Kirchhoff relie les enthalpies aux deux températures en ajoutant à la valeur initiale l’intégrale de la capacité thermique molaire différentielle entre ces températures. Soustraire cette intégrale inverse le signe de la correction prescrite.

19. Comment le second principe exprime-t-il la variation d’entropie d’un système ?

Comme la différence entre l’entropie extérieure et l’entropie interne, cette dernière étant non négative.
Comme le produit de l’entropie extérieure par l’entropie interne, toutes deux étant non négatives.
Comme la somme de l’entropie extérieure et de l’entropie interne, cette dernière étant nécessairement nulle.
Comme la somme de l’entropie échangée avec l’extérieur et de l’entropie créée à l’intérieur, cette dernière étant non négative.

Comme la somme de l’entropie échangée avec l’extérieur et de l’entropie créée à l’intérieur, cette dernière étant non négative.

Explication

Le second principe décompose la variation d’entropie en une contribution extérieure et une contribution interne, l’entropie créée étant non négative. Une différence entre ces contributions ne correspond pas à cette relation.

20. Quelle relation définit l’enthalpie libre G en fonction de l’enthalpie H, de la température T et de l’entropie S ?

G=H+TSG=H+TS
G=H−T/SG=H-T/S
G=H−TSG=H-TS
G=TS−HG=TS-H

$$G=H-TS$$

Explication

L’enthalpie libre est définie comme l’enthalpie diminuée du produit de la température par l’entropie. Le signe positif devant TSTS ne correspond pas à cette définition.

21. À température et pression constantes, comment évolue un système fermé au cours d’une transformation spontanée, et quelle condition caractérise l’équilibre ?

G augmente au cours de l’évolution spontanée et atteint un maximum à l’équilibre.
G diminue au cours de l’évolution spontanée et l’équilibre correspond à un maximum.
G diminue au cours de l’évolution spontanée et atteint un minimum à l’équilibre.
G reste constante pendant l’évolution spontanée et l’équilibre correspond à un maximum.

G diminue au cours de l’évolution spontanée et atteint un minimum à l’équilibre.

Explication

À température et pression constantes, une évolution spontanée se poursuit tant que G diminue, et l’équilibre correspond à un minimum de G. Un maximum de G ne satisfait donc pas le critère d’équilibre donné.

22. Comment définit-on le potentiel chimique d’un constituant i à température et pression constantes ?

Comme la dérivée partielle de G par rapport à la quantité totale de matière, les quantités des autres constituants variant librement.
Comme la dérivée partielle de G par rapport à la pression, la quantité de matière de i étant fixée.
Comme la dérivée partielle de G par rapport à la température, les quantités de tous les constituants étant fixées.
Comme la dérivée partielle de G par rapport à la quantité de matière de i, les quantités des autres constituants étant fixées.

Comme la dérivée partielle de G par rapport à la quantité de matière de i, les quantités des autres constituants étant fixées.

Explication

Le potentiel chimique mesure la variation de G associée à une variation de la quantité de matière du constituant considéré, à T, P et quantités des autres espèces constantes. Une dérivée par rapport à la température décrit une autre dépendance de G.

23. Quelle expression relie le potentiel chimique d’un constituant à son activité ?

μi=μi∘+RTai\mu_i=\mu_i^\circ+RTa_i
μi=μi∘+RTln⁡ai\mu_i=\mu_i^\circ+RT\ln a_i
μi=μi∘−RTln⁡ai\mu_i=\mu_i^\circ-RT\ln a_i
μi=μi∘ln⁡(RTai)\mu_i=\mu_i^\circ\ln(RTa_i)

$$\mu_i=\mu_i^\circ+RT\ln a_i$$

Explication

Le potentiel chimique s’obtient en ajoutant au potentiel standard le terme RTln⁡aiRT\ln a_i. Remplacer le logarithme par l’activité elle-même modifie la relation thermodynamique.

24. Une substance peut passer entre deux phases. Dans quel sens se déplace-t-elle spontanément et quelle condition marque l’équilibre ?

Dans le sens qui augmente les deux potentiels chimiques, jusqu’à ce qu’ils aient des valeurs opposées.
De la phase où son potentiel chimique est le plus élevé vers celle où il est plus faible, jusqu’à ce que l’un des potentiels soit nul.
De la phase où son potentiel chimique est le plus faible vers celle où il est plus élevé, jusqu’à l’égalité des potentiels.
De la phase où son potentiel chimique est le plus élevé vers celle où il est plus faible, jusqu’à l’égalité des potentiels.

De la phase où son potentiel chimique est le plus élevé vers celle où il est plus faible, jusqu’à l’égalité des potentiels.

Explication

Le transfert spontané se fait du potentiel chimique le plus élevé vers le plus faible et s’arrête à l’égalité des potentiels. Un potentiel nul n’est pas la condition générale d’équilibre entre les phases.

25. Que représente l’avancement ξ d’une réaction chimique ?

Une grandeur intensive qui mesure l’énergie libérée par unité de volume pendant la réaction.
Une grandeur extensive qui mesure la variation de température selon les coefficients stœchiométriques.
Une grandeur intensive qui indique la proportion de produits à l’équilibre, indépendamment des quantités de matière.
Une grandeur extensive qui mesure l’évolution des quantités de matière selon les coefficients stœchiométriques.

Une grandeur extensive qui mesure l’évolution des quantités de matière selon les coefficients stœchiométriques.

Explication

L’avancement est une grandeur extensive décrivant l’évolution des quantités de matière selon la stœchiométrie de la réaction. Il ne mesure pas directement une variation de température ou une proportion indépendante des quantités.

26. À température et pression constantes, quel critère différentiel caractérise l’équilibre chimique en fonction de l’avancement ξ ?

La dérivée seconde de G par rapport à ξ est nulle.
La dérivée de G par rapport à la température est nulle.
La dérivée de ξ par rapport à G est égale à un.
La dérivée de G par rapport à ξ est nulle.

La dérivée de G par rapport à ξ est nulle.

Explication

À l’équilibre, G est stationnaire par rapport à l’avancement, donc sa dérivée par rapport à ξ est nulle. La dérivée par rapport à la température porte sur une autre variable et ne constitue pas le critère indiqué.

27. Comment s’écrit la constante d’équilibre K à partir des activités des espèces et de leurs coefficients stœchiométriques ?

Comme le produit des activités des réactifs, chacune élevée à son coefficient, divisé par le produit correspondant pour les produits.
Comme la somme des activités des produits pondérées par leurs coefficients, divisée par celle des réactifs.
Comme le rapport des produits des activités des produits et des réactifs, sans tenir compte des coefficients.
Comme le produit des activités des produits, chacune élevée à son coefficient, divisé par le produit correspondant pour les réactifs.

Comme le produit des activités des produits, chacune élevée à son coefficient, divisé par le produit correspondant pour les réactifs.

Explication

K est le rapport du produit des activités des produits au produit des activités des réactifs, avec chaque activité élevée à la puissance stœchiométrique appropriée. Inverser produits et réactifs donne le rapport réciproque, pas la constante telle qu’elle est définie ici.

28. À une température donnée, quelle relation relie l’enthalpie libre standard de réaction à la constante d’équilibre K ?

ΔrG∘=RT/K\Delta_rG^\circ=RT/K
ΔrG∘=−RTln⁡K\Delta_rG^\circ=-RT\ln K
ΔrG∘=−RTK\Delta_rG^\circ=-RTK
ΔrG∘=RTln⁡K\Delta_rG^\circ=RT\ln K

$$\Delta_rG^\circ=-RT\ln K$$

Explication

La relation entre l’enthalpie libre standard de réaction et la constante d’équilibre fait intervenir l’opposé de RTln⁡KRT\ln K. Omettre le signe négatif inverse le lien entre ces deux grandeurs.

29. Quelle relation exprime la loi de Van’t Hoff pour la dépendance de la constante d’équilibre à la température ?

dKdT=ΔrH∘RT2\frac{dK}{dT}=\frac{\Delta_rH^\circ}{RT^2}
dln⁡KdT=−ΔrH∘RT\frac{d\ln K}{dT}=-\frac{\Delta_rH^\circ}{RT}
dln⁡KdT=ΔrH∘RT2\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_rH^\circ}{RT^2}
dln⁡KdT=RT2ΔrH∘\frac{d\ln K}{dT}=\frac{RT^2}{\Delta_rH^\circ}

$$\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta_rH^\circ}{RT^2}$$

Explication

La loi de Van’t Hoff relie la dérivée de ln⁡K\ln K par rapport à la température à l’enthalpie standard de réaction, divisée par RT2RT^2. Une relation faisant intervenir dK/dTdK/dT à la place de dln⁡K/dTd\ln K/dT ne correspond pas à cette loi.

30. Lorsqu’une réaction endothermique atteint l’équilibre, quel effet entraîne une hausse de température ?

La constante d’équilibre augmente et l’équilibre favorise les réactifs.
La constante d’équilibre reste inchangée et l’équilibre favorise les produits.
La constante d’équilibre augmente et l’équilibre favorise les produits.
La constante d’équilibre diminue et l’équilibre favorise les réactifs.

La constante d’équilibre augmente et l’équilibre favorise les produits.

Explication

Pour une réaction endothermique, une hausse de température augmente la constante d’équilibre et déplace l’équilibre vers les produits. La diminution de la constante avec la température caractérise plutôt le cas exothermique.

31. Selon le principe de Le Chatelier, comment répond un équilibre à la modification d’une variable intensive ?

Il évolue dans un sens qui amplifie la modification imposée.
Il conserve sa composition, car une variable intensive ne peut le perturber.
Il change de sens selon le nombre de constituants, indépendamment de la perturbation.
Il évolue dans un sens qui tend à s’opposer à la modification imposée.

Il évolue dans un sens qui tend à s’opposer à la modification imposée.

Explication

Le principe de Le Chatelier prévoit une évolution qui tend à contrer la modification d’une variable intensive. Une évolution qui amplifie la perturbation décrit le comportement opposé.

32. À température constante, une hausse de pression est imposée à un équilibre entre gaz dont les deux côtés comportent des nombres de moles gazeuses différents; vers quel côté l’équilibre évolue-t-il ?

Vers le côté où les coefficients stœchiométriques sont les plus faibles pour les solides.
Vers le côté qui comporte le plus de constituants chimiques distincts.
Vers le côté qui comporte le plus de moles gazeuses.
Vers le côté qui comporte le moins de moles gazeuses.

Vers le côté qui comporte le moins de moles gazeuses.

Explication

Une augmentation de pression déplace un équilibre gazeux vers le côté ayant le moins de moles gazeuses. Le nombre de constituants distincts ne détermine pas ce déplacement.

33. Quelles formes un corps pur peut-il prendre selon la température et la pression ?

Les états solide, liquide ou gazeux.
Les états solide, amorphe ou liquide, sans phase gazeuse.
Les états solide, liquide ou plasma.
Les états liquide, gazeux ou supercritique uniquement.

Les états solide, liquide ou gazeux.

Explication

Selon la température et la pression, un corps pur peut exister à l’état solide, liquide ou gazeux. L’état plasma n’est pas l’une des trois formes énumérées pour cette description.

34. Sur une courbe de changement d’état à l’équilibre, quelle condition caractérise les deux phases coexistantes ?

Leurs potentiels chimiques sont différents et leurs pressions sont égales.
Leurs températures sont différentes, mais leurs potentiels chimiques sont égaux.
Leurs potentiels chimiques sont égaux.
Leurs volumes molaires sont égaux, mais leurs potentiels chimiques diffèrent.

Leurs potentiels chimiques sont égaux.

Explication

À l’équilibre de coexistence, les deux phases ont des potentiels chimiques égaux. Des potentiels chimiques différents indiqueraient que le système n’est pas à l’équilibre entre ces phases.

35. Pour un corps pur qui présente deux phases à l’équilibre, quelle est sa variance selon la règle des phases ?

v=3v=3
v=0v=0
v=1v=1
v=2v=2

$$v=1$$

Explication

Pour un corps pur, la variance est donnée par v=3−φv=3-\varphi; avec deux phases, elle vaut donc un. La valeur deux correspondrait à une seule phase dans cette relation.

36. Pour un système hétérogène comportant plusieurs constituants, quelle expression donne la variance en tenant compte des réactions indépendantes ?

v=c+2−φv=c+2-\varphi, avec c=i+rc=i+r
v=c+φ−2v=c+\varphi-2, avec c=i−rc=i-r
v=c+2−φv=c+2-\varphi, avec c=i−rc=i-r
v=i+2−φv=i+2-\varphi, avec c=i+rc=i+r

$$v=c+2-\varphi$$, avec $$c=i-r$$

Explication

La règle des phases s’écrit v=c+2−φv=c+2-\varphi, et le nombre de constituants indépendants vaut c=i−rc=i-r. Ajouter le nombre de réactions au lieu de le soustraire ne tient pas compte de la réduction des constituants indépendants.

37. Dans une solution idéale, comment la loi de Raoult relie-t-elle la pression partielle du constituant ii à sa fraction molaire liquide ?

pi=(1−xi(l))pi∗p_i=(1-x_i^{(l)})p_i^\ast
pi=pi∗xi(l)p_i=\frac{p_i^\ast}{x_i^{(l)}}
pi=xi(l)pi∗p_i=x_i^{(l)}p_i^\ast
pi=xi(l)kip_i=x_i^{(l)}k_i

$$p_i=x_i^{(l)}p_i^\ast$$

Explication

La loi de Raoult donne la pression partielle comme le produit de la fraction molaire liquide et de la pression de vapeur saturante du corps pur. La constante de Henry intervient plutôt pour décrire un soluté minoritaire non idéal.

38. Pour un soluté B minoritaire dans une solution non idéale, quelle expression applique la loi de Henry à sa pression partielle ?

pB=(1−xB(l))kBp_B=(1-x_B^{(l)})k_B, où kBk_B est la pression totale du mélange.
pB=xB(l)pB∗p_B=x_B^{(l)}p_B^\ast, où pB∗p_B^\ast est la pression de vapeur saturante de B pur.
pB=kB/xB(l)p_B=k_B/x_B^{(l)}, où kBk_B est indépendant de la température.
pB=xB(l)kBp_B=x_B^{(l)}k_B, où kBk_B dépend de la température et diffère de la pression de vapeur saturante de B pur.

$$p_B=x_B^{(l)}k_B$$, où $$k_B$$ dépend de la température et diffère de la pression de vapeur saturante de B pur.

Explication

Pour un soluté minoritaire non idéal, la loi de Henry utilise pB=xB(l)kBp_B=x_B^{(l)}k_B; la constante kBk_B dépend de la température et n’est pas la pression de vapeur saturante du corps pur. L’expression avec pB∗p_B^\ast correspond à la forme de la loi de Raoult.

39. Dans un système où les constituants sont totalement miscibles à l’état liquide et solide, quelles phases coexistent dans le fuseau du diagramme liquide-solide ?

Une phase liquide homogène et deux phases solides
Deux phases liquides de compositions différentes
Deux phases solides sans phase liquide
Une phase liquide et une phase solide

Une phase liquide et une phase solide

Explication

Le fuseau situé entre le liquidus et le solidus est le domaine de coexistence du liquide et du solide. Le domaine situé sous le solidus est solide, ce qui correspond à une autre région du diagramme.

40. Dans un diagramme où la miscibilité est totale à l’état liquide et nulle à l’état solide, quelles phases sont en équilibre au point eutectique ?

Deux phases solides A et B sans phase liquide
Un liquide homogène de composition xE et deux phases solides A et B
Deux liquides de compositions différentes et une phase solide A
Un liquide homogène de composition xE et une solution solide unique

Un liquide homogène de composition xE et deux phases solides A et B

Explication

Au point eutectique, le liquide homogène de composition xE est en équilibre avec les deux phases solides A et B. Une solution solide unique ne convient pas ici, car la miscibilité est nulle à l’état solide.

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Que détermine la thermodynamique chimique pour une transformation ?

Sa possibilité et son sens d’évolution, son état d’équilibre et son état final.

Sur quoi la thermodynamique chimique formule-t-elle ses conclusions concernant la matière ?

Sans hypothèse sur sa structure intime.

Que peut prévoir la thermodynamique sur l’évolution d’une transformation ?

Si elle est spontanée.

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