QCM : Thermochimie et premier principe (55 questions)

Explication

La thermodynamique étudie les transformations d’énergie, dont les conversions entre chaleur et travail. La cinétique porte sur les mécanismes et les autres choix concernent respectivement l’analyse et les proportions de réaction.

Explication

La thermodynamique décrit les bilans énergétiques et les états initial et final sans élucider le mécanisme, qui relève de la cinétique. Attribuer le mécanisme à la thermodynamique inverse leurs rôles, attribuer le bilan à la cinétique les confond, et leur donner le même objet efface leur distinction.

Explication

Un système thermodynamique est l’ensemble des corps situé à l’intérieur d’une frontière fermée, et l’on étudie ses échanges d’énergie avec le milieu extérieur. Le milieu extérieur n’est pas le système, la frontière seule ne constitue pas l’ensemble étudié, et l’échange de matière n’est pas ce qui définit le système.

Explication

Un système fermé peut échanger de l’énergie avec l’extérieur, mais pas de matière. Un système isolé n’échange ni énergie ni matière, tandis qu’un système ouvert peut échanger les deux.

Explication

La fraction molaire est la quantité de matière du constituant divisée par la quantité totale : $n_t=2+3=5\,\mathrm{mol}$, donc $x_i=2/5=0{,}4$. Le résultat $0{,}6$ correspond à la fraction du second constituant, $0{,}5$ divise par le nombre de moles du second, et $2{,}5$ inverse le rapport.

Explication

La concentration molaire vaut $C_i=n_i/V=0{,}20/2{,}0=0{,}10\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$. La masse du composé est $m_i=M_i n_i=50\times0{,}20=10\,\mathrm{g}$, donc $C'_i=m_i/V=5{,}0\,\mathrm{g\,L^{-1}}$; $50\,\mathrm{g\,L^{-1}}$ omet la division par le volume, et les autres résultats confondent les unités ou omettent ce calcul.

Explication

Une variable d’état est une grandeur macroscopique mesurable dont la valeur caractérise l’état thermodynamique du système. La description microscopique, la constante non mesurable et la dépendance au chemin ne correspondent pas à cette définition.

Explication

La masse est extensive et se divise avec la quantité de matière, alors que la température est intensive et n’en dépend pas. Diviser la température la traite à tort comme extensive; maintenir la masse fixe la traite à tort comme intensive; diviser les deux confond les deux catégories.

Explication

L’équation d’état du gaz parfait est $PV=nRT$; en isolant la pression, on obtient $P=\frac{nRT}{V}$. Omettre $n$ néglige la quantité de matière, inverser le rapport place mal le volume, et utiliser $V/T$ au lieu de $T/V$ modifie la relation.

Explication

La variation d’une fonction d’état dépend seulement des états initial et final : $7-12=-5$, quel que soit le chemin. Le nombre d’étapes ne la modifie pas, 7 est la valeur finale et non la variation, et +5 inverse le signe du calcul.

Explication

La conversion s’effectue par $T=\theta+273{,}15$, donc $25+273{,}15=298{,}15$ K. Garder 25 omet le décalage, soustraire 273,15 inverse l’opération, et 298 K arrondit le résultat au lieu de donner la valeur exacte.

Explication

Une évolution spontanée dans un sens donné est irréversible, tandis qu’une transformation réalisable en sens inverse et quasi statique dans les deux sens est réversible. La spontanéité ne signifie pas réversibilité, le quasi-statisme n’implique pas la spontanéité, et une variation d’état n’entraîne pas à elle seule l’irréversibilité.

Explication

Le premier principe énonce que l’énergie ne peut être ni créée ni détruite, bien que ses différentes formes puissent se transformer. La dissipation confond conservation et évolution de l’énergie, la création d’énergie contredit le principe et la conservation de la matière ne répond pas à la question.

Explication

Pour un système fermé, $\Delta U$ est la somme algébrique des travaux et des chaleurs échangés. Le travail fourni par le système vaut −35 J, donc $\Delta U=120-35=85\,\text{J}$ ; 155 J inverse le signe du travail, −85 J soustrait la chaleur et 120 J ignore le travail.

Explication

À volume constant, le travail de pression est nul et la chaleur échangée vérifie $Q_v=\Delta U$ ; la variation vaut donc 240 J. La relation en enthalpie correspond à une transformation à pression constante, le signe négatif inverse le sens de l’échange et la variation n’est pas nulle puisque la chaleur est échangée.

Explication

L’enthalpie est la fonction d’état définie par $H=U+PV$. $H=U$ omet la contribution pression-volume, $H=U-PV$ en inverse le signe et $H=Q+PV$ substitue la chaleur à l’énergie interne.

Explication

À pression constante, la relation est $\Delta h=\Delta u+P\Delta v$ ; ainsi, $4,0+1,5=5,5\,\text{kJ·mol}^{-1}$. La valeur 4,0 omet le terme pression-volume, 2,5 le soustrait et 1,5 ne retient que ce terme.

Explication

Pour les phases condensées, la variation de volume est négligeable devant la variation d’énergie interne, d’où $\Delta h\approx\Delta u$. Le terme en $Pv_g$ concerne une transformation avec une phase gazeuse, l’enthalpie n’est pas négligeable et le terme pression-volume seul ne donne pas la variation d’enthalpie.

Explication

L’enthalpie standard de réaction caractérise la transformation totale des réactifs en produits dans leurs états standards et selon les proportions stœchiométriques. Une variation propre à un seul réactif, des états quelconques ou des quantités arbitraires ne répond pas à cette définition.

Explication

La loi de Hess découle du caractère de fonction d’état de l’enthalpie : les variations des étapes s’additionnent, donc $+18+(-7)=+11\ \mathrm{kJ}$. Retenir seulement l’étape exothermique, additionner les valeurs absolues ou imposer une variation nulle méconnaît cette règle.

Explication

L’enthalpie standard de formation correspond à la formation d’une mole de composé à l’état standard à partir de ses éléments dans leur forme stable à la température considérée. Une réaction entre composés, une quantité totale stœchiométrique ou des formes élémentaires quelconques ne correspond pas à cette définition.

Explication

On soustrait la somme pondérée des réactifs de celle des produits : $\Delta_r H^\circ=-40-(-65)=+25\ \mathrm{kJ}$. Le signe est inversé si l’on inverse produits et réactifs, tandis que l’addition des sommes ou l’omission de leur pondération n’applique pas la relation donnée.

Explication

La variation standard est la somme pondérée des produits moins celle des réactifs : $-30-(-12)=-18\ \mathrm{kJ}$. Inverser les termes change le signe, tandis que leur addition ou la soustraction des valeurs absolues ne respecte pas la formule.

Explication

L’énergie de liaison concerne la formation d’une mole de liaisons à partir d’atomes isolés à l’état gazeux, avec des molécules formées à l’état gazeux. La dissociation est la réaction inverse, l’enthalpie de formation des molécules est une autre grandeur, et des atomes solides ne satisfont pas la définition.

Explication

La formation d’une liaison stabilise le système ; l’énergie de liaison est donc négative, et ces énergies sont admises additives. Une énergie positive confond la formation avec l’énergie nécessaire à la dissociation, tandis que l’absence d’additivité contredit la convention donnée.

Explication

La relation est $Q_{P,T}=Q_{V,T}+P\Delta V$, donc $-120+15=-105\ \mathrm{kJ}$. $-135\ \mathrm{kJ}$ résulte d’une soustraction, $+105\ \mathrm{kJ}$ inverse le signe de la chaleur, et $-120\ \mathrm{kJ}$ omet le terme $P\Delta V$.

Explication

Pour des gaz parfaits, $Q_{P,T}=Q_{V,T}+RT\Delta n$, et ici $T=400\ \mathrm{K}$ et $\Delta n=+2\ \mathrm{mol}$. Le signe négatif inverse le sens de la variation des moles, l’expression sans température l’omet, et le dernier terme emploie un signe et un nombre de moles erronés.

Explication

La relation de Kirchhoff ajoute à l’enthalpie à $T_1$ l’intégrale de $\Delta C_p$ entre les deux températures; si cette différence est constante, l’intégrale vaut $\Delta C_p(T_2-T_1)$. La soustraction inverse la correction, $+\Delta C_p$ oublie l’intervalle thermique, et $C_p$ seul ne représente pas la différence produits-réactifs.

Explication

L’entropie est une fonction d’état extensive; celle de l’univers ne décroît pas et reste constante lors d’une transformation réversible. La qualifier d’intensive confond les types de grandeurs, autoriser sa décroissance contredit le second principe, et la constance concerne le cas réversible.

Explication

Pour une transformation irréversible, l’inégalité du second principe donne $dS>\frac{\delta Q_{irrév}}{T}$. L’égalité concerne une transformation réversible, le signe inférieur inverse l’inégalité, et $\delta Q_{rev}$ ne correspond pas à la chaleur du processus décrit.

Explication

Le troisième principe fixe à zéro l’entropie d’un corps pur sous forme de cristal parfait au zéro absolu, ce qui sert de référence pour les entropies absolues à d’autres températures. Un cristal imparfait ne satisfait pas l’état de référence, le zéro Celsius n’est pas le zéro absolu, et le principe précise la forme cristalline parfaite.

Explication

L’enthalpie libre, fonction d’état, est définie par $G=H-TS$. Le signe plus inverse le terme entropique, l’énergie interne remplace à tort l’enthalpie dans $U-TS$, et $T/S$ ne correspond pas au produit température-entropie.

Explication

À pression et température constantes, $\Delta G=\Delta H-T\Delta S$; ici, $12-300\times0{,}050=-3\,\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. La valeur $12$ omet le terme entropique, $27$ l’ajoute, et $0{,}19$ résulte d’une division par la température.

Explication

À pression et température constantes, $\Delta G=0$ caractérise l’équilibre, tandis qu’une transformation irréversible spontanée vérifie $\Delta G<0$ et qu’une valeur positive indique l’absence de spontanéité. L’option « variation négative » confond le critère de spontanéité avec l’équilibre, la valeur positive indique l’impossibilité spontanée, et une variation positive ne caractérise pas une évolution spontanée.

Explication

On soustrait la somme pondérée des réactifs à celle des produits : $\Delta G_T^\circ=-30-[(-10)+2(-5)]=-10\,\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. $-50$ provient de l’addition des contributions, $0$ de l’oubli du coefficient de $B$, et $10$ de l’inversion produits-réactifs.

Explication

La relation est $\Delta G_T^\circ=\Delta H_T^\circ-T\Delta S_T^\circ$; le calcul donne $25-400\times0{,}080=-7\,\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. La valeur $25$ omet l’entropie, $57$ l’ajoute, et $24{,}8$ provient d’une division par la température.

Explication

La variation est la somme pondérée des produits moins celle des réactifs : $3g_C-(2g_A+g_B)=3-(8-2)=-3\,\text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. $1$ omet le coefficient de $C$, $11$ additionne produits et réactifs, et $3$ inverse leur ordre.

Explication

Le doublement des deux concentrations de produits multiplie le quotient réactionnel par $2^{n_1+n_2}$, et la contribution de composition est $RT\ln Q$. Le facteur simple omet les puissances stœchiométriques, le quotient inversé confond produits et réactifs, et le doublement de $\Delta G_T^0$ ne découle pas du changement de concentration.

Explication

La relation isobare de Van’t Hoff relie la dérivée de $\ln K_P$ à l’enthalpie standard divisée par $RT^2$. L’énergie interne intervient dans la relation isochore, le signe négatif inverse la formule, et $RT$ omet un facteur de température.

Explication

À température constante, $K_P(T)$ et $K_C(T)$ ne varient pas avec la pression, alors que $K_s(P,T)$ en dépend. L’indépendance des trois confond $K_s$ avec les deux autres, et les deux propositions restantes attribuent la dépendance à la mauvaise constante.

Explication

La variance compte les variables intensives indépendantes nécessaires et suffisantes pour décrire l’état physico-chimique du système. Le nombre total de variables, de phases ou de constituants ne correspond pas à cette définition.

Explication

La variance est le nombre de variables intensives moins le nombre de relations de dépendance : $v=6-2=4$. Compter six variables oublie les contraintes, tandis que deux ou huit résultent d’une soustraction ou d’une addition incorrecte.

Explication

La règle des phases donne $v=N+2-\varphi$, donc $v=4+2-2=4$. Le résultat deux omet le terme $+2$, huit ajoute les phases, et six ne retranche pas les phases.

Explication

Les constituants indépendants sont $C=N-R=5-2=3$, puis $v=C+2-\varphi=3+2-3=2$. Utiliser cinq constituants donne quatre, retrancher les phases deux fois donne une, et ajouter les relations donne six.

Explication

La loi de modération énonce que le déplacement de l’équilibre s’oppose à la perturbation appliquée. Amplifier celle-ci inverse le principe, retrouver exactement l’état initial n’est pas garanti, et la constante d’équilibre dépend de la température.

Explication

Une hausse de température favorise le sens endothermique; puisque le sens direct est exothermique, le déplacement se fait dans le sens inverse, endothermique. Le sens direct exothermique absorbe la chaleur au lieu de s’opposer à son apport.

Explication

Le côté des réactifs comporte quatre moles gazeuses, contre deux du côté de l’ammoniac; une hausse de pression favorise donc le sens qui réduit leur nombre, ici le sens direct. Favoriser le côté le plus riche en gaz inverse le critère, et les deux côtés ne comptent pas le même nombre de moles gazeuses.

Explication

À température et pression constantes, lorsque $\Delta a<0$, la dilution favorise le sens inverse. Le sens direct correspond à $\Delta a>0$, tandis que l’absence de déplacement correspond au cas $\Delta a=0$.

Explication

Dans un équilibre hétérogène comportant des gaz, la loi d’action de masse s’applique à la phase vapeur. Inclure toutes les phases ou retenir la phase solide ou liquide confond la règle avec d’autres cas.

Explication

La constante ne fait intervenir que les espèces gazeuses, avec leurs coefficients stœchiométriques comme exposants. L’inclusion de $P_{Br_2}$ traite à tort le produit liquide comme une espèce gazeuse, tandis que les autres expressions inversent le rapport ou omettent les exposants.

Explication

Une dissociation transforme un composé initial en plusieurs produits. L’association reconstitue un composé, tandis qu’un changement d’état ne décrit pas cette transformation en plusieurs produits.

Explication

Le degré de dissociation est le rapport entre la quantité dissociée et la quantité initiale : $\alpha=0{,}20/0{,}80=0{,}25$. $4$ inverse le rapport, $0{,}60$ soustrait les quantités et $0{,}75$ correspond à la fraction restante.

Explication

La relation donne $K_C(T)=C_0\frac{\alpha^2}{1-\alpha}=0{,}30\times\frac{0{,}20^2}{0{,}80}=0{,}015\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$. Les valeurs proposées avec $0{,}012$, $0{,}010$ et $0{,}075$ proviennent respectivement d’un dénominateur $1+\alpha$, de l’omission de $\alpha^2$ et de son remplacement par $\alpha$.

Explication

À température constante, la dilution diminue $C_0$ tandis que le degré de dissociation $\alpha$ augmente : c’est la loi de dilution d’Ostwald. Faire diminuer $\alpha$ avec la concentration initiale inverse l’effet, et attribuer un changement à $K_C(T)$ contredit sa constance à température fixée.

Explication

À pression constante, la relation de Gibbs-Helmholtz associe la dérivée de $G/T$ à l’enthalpie selon $-H/T^2$. Le facteur $T$ confond le dénominateur, le signe positif inverse la relation et l’entropie substituée à $H$ change la grandeur concernée.