QCM : Thermochimie et thermodynamique — 33 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle distinction caractérise un système ouvert par rapport à un système fermé ?

Le système ouvert échange de la matière, mais pas d’énergie avec le milieu extérieur.
Le système ouvert échange de l’énergie, mais conserve sa matière dans tous les cas.
Le système ouvert n’échange ni matière ni énergie avec le milieu extérieur.
Le système ouvert échange de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur.

Le système ouvert échange de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur.

Explication

Un système ouvert peut transférer à la fois de la matière et de l’énergie avec son environnement. Un système fermé peut échanger de l’énergie, mais pas de matière, ce qui le distingue du système ouvert.

2. Quel échange un système isolé entretient-il avec le milieu extérieur ?

Il échange de la matière, mais pas d’énergie avec le milieu extérieur.
Il n’échange ni matière ni énergie avec le milieu extérieur.
Il échange de l’énergie, mais pas de matière avec le milieu extérieur.
Il échange de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur.

Il n’échange ni matière ni énergie avec le milieu extérieur.

Explication

Un système isolé est défini par l’absence d’échange de matière et d’énergie avec le milieu extérieur. Un système fermé, en revanche, peut échanger de l’énergie tout en ne transférant pas de matière.

3. Quelle caractéristique permet d’identifier une transformation thermodynamique réversible ?

Elle maintient le système dans un seul état d’équilibre sans modifier ses variables thermodynamiques.
Elle modifie brutalement l’état du système et empêche tout retour vers l’état initial.
Elle impose un échange d’énergie avec le milieu extérieur sans passage par des états d’équilibre.
Elle fait évoluer lentement le système par une suite continue d’états d’équilibre et son sens peut être inversé par une action infinitésimale.

Elle fait évoluer lentement le système par une suite continue d’états d’équilibre et son sens peut être inversé par une action infinitésimale.

Explication

Une transformation réversible est une évolution lente passant par une suite continue d’états d’équilibre et susceptible d’être inversée par une perturbation infinitésimale. Une modification brutale correspond plutôt au caractère irréversible.

4. Comment le travail se définit-il en thermodynamique ?

C’est un transfert ordonné d’énergie produit par une force dont le point d’application se déplace.
C’est une énergie stockée dans le système sans interaction avec le milieu extérieur.
C’est une variation d’état provoquée par une différence de température entre deux corps.
C’est un échange désordonné d’énergie thermique provoqué par les mouvements moléculaires.

C’est un transfert ordonné d’énergie produit par une force dont le point d’application se déplace.

Explication

Le travail correspond à un transfert ordonné d’énergie associé à l’action d’une force et au déplacement de son point d’application. L’échange désordonné d’énergie thermique caractérise plutôt la chaleur.

5. Un système est comprimé par une pression extérieure PextP_{ext}, avec une variation de volume dV<0dV<0. Quel est le signe du travail élémentaire reçu, défini par δW=−PextdV\delta W=-P_{ext}dV ?

Il est positif, car la diminution du volume rend −PextdV-P_{ext}dV positif.
Il est négatif, car toute action mécanique exercée sur le système cède de l’énergie.
Il est nul, car le travail ne dépend pas de la variation du volume du système.
Il change de signe, car la pression extérieure est opposée au mouvement du piston.

Il est positif, car la diminution du volume rend $$-P_{ext}dV$$ positif.

Explication

Lors d’une compression, dV<0dV<0 et Pext>0P_{ext}>0, donc −PextdV>0-P_{ext}dV>0 : le système reçoit un travail positif. Le signe ne devient pas nul, car le travail dépend précisément de la variation de volume.

6. À quoi la chaleur échangée par un corps est-elle principalement liée ?

Elle est liée à la quantité de matière traversant la frontière du système étudié.
Elle est liée à la position du système dans un champ de forces extérieur.
Elle est liée au déplacement ordonné d’un point d’application sous l’action d’une force.
Elle est liée aux mouvements désordonnés des atomes ou des molécules du corps.

Elle est liée aux mouvements désordonnés des atomes ou des molécules du corps.

Explication

La chaleur est une quantité d’énergie thermique associée aux mouvements désordonnés des constituants microscopiques. Le déplacement ordonné sous l’action d’une force décrit plutôt un transfert par travail.

7. Que représente l’énergie interne UU d’un système ?

La chaleur reçue par le système au cours d’un échange thermique.
L’énergie totale contenue dans le système à l’état considéré.
Le travail fourni par le milieu extérieur pendant l’évolution.
L’énergie mécanique transférée pendant une transformation donnée.

L’énergie totale contenue dans le système à l’état considéré.

Explication

L’énergie interne UU désigne l’énergie totale contenue dans le système. Le travail et la chaleur sont des modes de transfert d’énergie, et non le contenu énergétique interne lui-même.

8. Un système reçoit un travail W=30 JW=30\,\mathrm{J} et une chaleur Q=−10 JQ=-10\,\mathrm{J}. Quelle est sa variation d’énergie interne selon le premier principe ΔU=W+Q\Delta U=W+Q ?

ΔU=−20 J\Delta U=-20\,\mathrm{J}
ΔU=−40 J\Delta U=-40\,\mathrm{J}
ΔU=40 J\Delta U=40\,\mathrm{J}
ΔU=20 J\Delta U=20\,\mathrm{J}

$$\Delta U=20\,\mathrm{J}$$

Explication

En appliquant le premier principe, on obtient ΔU=30 J+(−10 J)=20 J\Delta U=30\,\mathrm{J}+(-10\,\mathrm{J})=20\,\mathrm{J}. La chaleur négative représente une énergie cédée, mais le travail reçu compense cette perte et produit une variation positive.

9. Deux transformations relient le même état initial au même état final, mais suivent des chemins différents. Quelle grandeur possède nécessairement la même variation pour les deux transformations ?

La chaleur échangée, car elle est déterminée par l’état final du système.
La somme des variables d’état et des échanges, car tous dépendent du chemin.
La variation de l’énergie interne, car elle dépend des états initial et final.
Le travail échangé, car il est fixé par la seule température initiale.

La variation de l’énergie interne, car elle dépend des états initial et final.

Explication

La variation de l’énergie interne ne dépend que des états initial et final : elle est donc identique pour les deux transformations. Le travail et la chaleur peuvent varier lorsque le chemin suivi entre ces états change.

10. Selon la première loi de Joule, de quelle variable dépend l’énergie interne d’un gaz parfait ?

Elle dépend uniquement de la température du gaz parfait, selon U=U(T)U=U(T).
Elle dépend uniquement du volume occupé par le gaz parfait pendant l’évolution.
Elle dépend du chemin suivi, même lorsque les températures initiale et finale sont identiques.
Elle dépend uniquement de la pression du gaz parfait à l’état final.

Elle dépend uniquement de la température du gaz parfait, selon $$U=U(T)$$.

Explication

La première loi de Joule établit que l’énergie interne d’un gaz parfait est une fonction de sa température, soit U=U(T)U=U(T). La pression ou le volume ne constituent pas ici les variables déterminantes indépendantes.

11. Quelle grandeur reste constante lors d’une transformation isochore ?

L’enthalpie du système
La pression du système
Le volume du système
La température du système

Le volume du système

Explication

Une transformation isochore se déroule à volume constant, donc la grandeur fixée est VV. Une transformation isobare, en revanche, maintient la pression constante.

12. Dans une transformation isochore, quelle relation décrit la variation d’énergie interne ?

ΔU=Qv\Delta U=Q_v
ΔU=Qp+W\Delta U=Q_p+W
ΔU=Qv−W\Delta U=Q_v-W
ΔU=0\Delta U=0

$$\Delta U=Q_v$$

Explication

À volume constant, le travail de pression est nul et la chaleur échangée correspond donc à la variation d’énergie interne : ΔU=Qv\Delta U=Q_v. La relation faisant intervenir un travail non nul ne caractérise pas cette contrainte.

13. Quelle condition caractérise une transformation isobare ?

La pression reste constante
La température reste constante
Le volume reste constant
L’énergie interne reste constante

La pression reste constante

Explication

Une transformation isobare est définie par une pression constante. Le volume constant correspond à une transformation isochore, et non isobare.

14. Lors d’une transformation isobare, quelle relation relie la chaleur échangée à l’enthalpie ?

ΔH=Qv\Delta H=Q_v
ΔH=Qp\Delta H=Q_p
ΔH=W\Delta H=W
ΔH=0\Delta H=0

$$\Delta H=Q_p$$

Explication

À pression constante, la chaleur échangée est égale à la variation d’enthalpie, selon ΔH=Qp\Delta H=Q_p. La notation QvQ_v désigne la chaleur échangée à volume constant et ne convient pas ici.

15. Quelle propriété distingue l’entropie de la chaleur et du travail ?

L’entropie reste liée à un échange thermique
L’entropie représente une forme de travail
L’entropie dépend du chemin suivi
L’entropie est une fonction d’état

L’entropie est une fonction d’état

Explication

L’entropie est une fonction d’état, car sa variation dépend des états initial et final. La chaleur et le travail sont des grandeurs d’échange qui dépendent du chemin suivi.

16. Comment évolue l’entropie d’un système isolé ?

Elle varie selon le travail échangé
Elle reste proportionnelle à la chaleur reçue
Elle augmente ou reste constante
Elle diminue ou reste constante

Elle augmente ou reste constante

Explication

Dans un système isolé, l’entropie ne peut qu’augmenter ou rester constante, conformément au second principe. Elle ne peut donc pas diminuer dans ce cadre, puisque le système n’échange pas de chaleur avec l’extérieur.

17. Comment s’écrit la variation totale d’entropie en fonction de ses contributions interne et externe ?

dS=dSintdSextdS=dS_{int}dS_{ext}
dS=dSintdSextdS=\frac{dS_{int}}{dS_{ext}}
dS=dSint−dSextdS=dS_{int}-dS_{ext}
dS=dSint+dSextdS=dS_{int}+dS_{ext}

$$dS=dS_{int}+dS_{ext}$$

Explication

La variation totale est la somme de l’entropie interne créée et de l’entropie externe échangée : dS=dSint+dSextdS=dS_{int}+dS_{ext}. La contribution externe vaut notamment dSext=δQTdS_{ext}=\frac{\delta Q}{T}, et non une différence entre les deux termes.

18. Pour une transformation irréversible à température TT, quelle inégalité exprime la relation de Clausius ?

ΔS=QirrT\Delta S=\frac{Q_{irr}}{T}
ΔS<QirrT\Delta S<\frac{Q_{irr}}{T}
ΔS=TQirr\Delta S=\frac{T}{Q_{irr}}
ΔS>QirrT\Delta S>\frac{Q_{irr}}{T}

$$\Delta S>\frac{Q_{irr}}{T}$$

Explication

Une transformation irréversible crée une entropie interne positive, ce qui conduit à ΔS>QirrT\Delta S>\frac{Q_{irr}}{T}. L’égalité correspond au cas réversible, tandis que l’expression inversée ne représente pas la relation de Clausius.

19. Deux transformations, réversible et irréversible, relient les mêmes états : que peut-on affirmer sur leur variation d’entropie ?

Elle est plus grande pour la transformation irréversible
Elle dépend uniquement du travail échangé
Elle est identique pour les deux transformations
Elle est plus grande pour la transformation réversible

Elle est identique pour les deux transformations

Explication

L’entropie étant une fonction d’état, sa variation est identique entre deux mêmes états, quel que soit le chemin suivi. En revanche, les travaux échangés peuvent différer entre les deux transformations.

20. Pour un système moteur, quelle comparaison décrit le travail utile fourni dans les fonctionnements réversible et irréversible ?

∣Wrev∣>∣Wirr∣|W_{rev}|>|W_{irr}|
∣Wrev∣<∣Wirr∣|W_{rev}|<|W_{irr}|
Wrev=Wirr=0W_{rev}=W_{irr}=0
∣Wrev∣=∣Wirr∣|W_{rev}|=|W_{irr}|

$$|W_{rev}|>|W_{irr}|$$

Explication

Un moteur fournit davantage de travail utile en fonctionnement réversible, ce qui s’écrit ∣Wrev∣>∣Wirr∣|W_{rev}|>|W_{irr}|. La comparaison des travaux algébriques peut sembler inversée selon la convention de signe, mais elle ne décrit pas directement le travail utile fourni.

21. Quelle condition définit une transformation isentropique ?

L’entropie du système reste constante
La pression du système reste constante
La chaleur échangée reste constante
Le volume du système reste constant

L’entropie du système reste constante

Explication

Une transformation isentropique conserve l’entropie du système, donc ΔS=0\Delta S=0. La pression constante définit une transformation isobare, tandis que le volume constant définit une transformation isochore.

22. Quelle expression définit l’enthalpie libre d’une réaction en fonction de l’enthalpie et de l’entropie ?

ΔGr=ΔHr−T/ΔSr\Delta G_r=\Delta H_r-T/\Delta S_r
ΔGr=ΔHr+TΔSr\Delta G_r=\Delta H_r+T\Delta S_r
ΔGr=ΔHr−TΔSr\Delta G_r=\Delta H_r-T\Delta S_r
ΔGr=TΔHr−ΔSr\Delta G_r=T\Delta H_r-\Delta S_r

$$\Delta G_r=\Delta H_r-T\Delta S_r$$

Explication

L’enthalpie libre combine la contribution enthalpique ΔHr\Delta H_r et la contribution entropique TΔSrT\Delta S_r selon ΔGr=ΔHr−TΔSr\Delta G_r=\Delta H_r-T\Delta S_r. L’enthalpie de réaction ΔHr\Delta H_r ne suffit donc pas à elle seule pour déterminer l’enthalpie libre.

23. Quelle relation relie l’enthalpie libre d’une réaction à l’entropie interne créée ?

ΔGr=−TΔSint\Delta G_r=-T\Delta S_{int}
ΔGr=ΔHr−TΔSint\Delta G_r=\Delta H_r-T\Delta S_{int}
ΔGr=−ΔSint/T\Delta G_r=-\Delta S_{int}/T
ΔGr=TΔSint\Delta G_r=T\Delta S_{int}

$$\Delta G_r=-T\Delta S_{int}$$

Explication

L’enthalpie libre est reliée à l’entropie interne créée par ΔGr=−TΔSint\Delta G_r=-T\Delta S_{int}. Le signe négatif montre qu’une création d’entropie interne positive correspond à une diminution de l’enthalpie libre.

24. Quelle condition thermodynamique caractérise une réaction chimique spontanée ?

ΔGr=0\Delta G_r=0
ΔGr=ΔHr\Delta G_r=\Delta H_r
ΔGr>0\Delta G_r>0
ΔGr<0\Delta G_r<0

$$\Delta G_r<0$$

Explication

Une réaction spontanée vérifie ΔGr<0\Delta G_r<0, car son évolution est thermodynamiquement favorisée dans le sens considéré. La condition ΔGr=0\Delta G_r=0 correspond à une réaction totalement réversible à l’équilibre.

25. Que peut-on prévoir lorsque ΔGr>0\Delta G_r>0 pour une réaction à l’équilibre ?

L’équilibre contient surtout des réactifs peu consommés.
La réaction consomme principalement les produits présents.
L’équilibre contient surtout des produits largement formés.
La réaction atteint un état totalement réversible.

L’équilibre contient surtout des réactifs peu consommés.

Explication

Une valeur ΔGr>0\Delta G_r>0 indique que la réaction est peu favorisée dans le sens considéré et que les réactifs restent majoritaires à l’équilibre. La présence majoritaire de produits est associée au cas où les réactifs sont davantage consommés.

26. Pour la réaction aA+bB⇌cC+dDaA+bB\rightleftharpoons cC+dD, quelle expression correspond à la constante d’équilibre ?

K=[C][D][A][B]K=\frac{[C][D]}{[A][B]}
K=[A]a[B]b[C]c[D]dK=\frac{[A]^a[B]^b}{[C]^c[D]^d}
K=[A]a[B]b[C]c[D]dK=[A]^a[B]^b[C]^c[D]^d
K=[C]c[D]d[A]a[B]bK=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}

$$K=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

Explication

La constante d’équilibre place les concentrations des produits au numérateur et celles des réactifs au dénominateur, avec les coefficients stœchiométriques comme exposants. L’expression inverse échangerait donc les rôles des produits et des réactifs.

27. Quelle équation différentielle exprime la loi de Van’t Hoff pour la variation de la constante d’équilibre avec la température ?

d(ln⁡K)dT=ΔHrRT\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{\Delta H_r}{RT}
d(ln⁡K)dT=RT2ΔHr\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{RT^2}{\Delta H_r}
d(ln⁡K)dT=ΔSrRT2\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{\Delta S_r}{RT^2}
d(ln⁡K)dT=ΔHrRT2\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{\Delta H_r}{RT^2}

$$\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{\Delta H_r}{RT^2}$$

Explication

La loi différentielle de Van’t Hoff relie la dérivée de ln⁡K\ln K à l’enthalpie de réaction par d(ln⁡K)dT=ΔHrRT2\frac{d(\ln K)}{dT}=\frac{\Delta H_r}{RT^2}. La température intervient donc au carré au dénominateur.

28. Quelle association entre le type de réaction et son enthalpie de réaction est correcte ?

Exothermique : ΔHr<0\Delta H_r<0 et dégagement de chaleur.
Exothermique : ΔHr=0\Delta H_r=0 et absence d’échange thermique.
Endothermique : ΔHr<0\Delta H_r<0 et consommation de chaleur.
Athermique : ΔHr>0\Delta H_r>0 et dégagement de chaleur.

Exothermique : $$\Delta H_r<0$$ et dégagement de chaleur.

Explication

Une réaction exothermique possède ΔHr<0\Delta H_r<0 et libère de la chaleur. Une réaction endothermique possède au contraire ΔHr>0\Delta H_r>0, tandis qu’une réaction athermique a ΔHr=0\Delta H_r=0.

29. Comment évolue la constante d’équilibre d’une réaction exothermique lorsque la température augmente ?

Elle reste nécessairement constante.
Elle devient égale à l’enthalpie de réaction.
Elle diminue.
Elle augmente.

Elle diminue.

Explication

Pour une réaction exothermique, ΔHr<0\Delta H_r<0 ; la loi de Van’t Hoff implique alors une diminution de KK lorsque la température augmente. Une augmentation de KK correspondrait plutôt au comportement d’une réaction endothermique.

30. Lors de la dissolution de 160 g de nitrate d’ammonium dans 720 mL d’eau initialement à 20 °C, quelle température finale est obtenue ?

12 °C
20 °C
38 °C
2 °C

2 °C

Explication

La dissolution est endothermique, avec ΔHr=27 kJ/mol\Delta H_r=27\,\mathrm{kJ/mol}, et refroidit l’eau de 20 °C à 2 °C. Une température finale supérieure à la température initiale ne correspondrait pas à cette absorption de chaleur.

31. Comment est modélisée l’association d’un médicament avec l’albumine plasmatique ?

Par une dissociation complète M.HSA→M+HSAM.HSA\rightarrow M+HSA.
Par une transformation ionique M⇌HSA+M+M\rightleftharpoons HSA+M^+.
Par une liaison covalente irréversible M+HSA→M.HSAM+HSA\rightarrow M.HSA.
Par une liaison réversible M+HSA⇌M.HSAM+HSA\rightleftharpoons M.HSA.

Par une liaison réversible $$M+HSA\rightleftharpoons M.HSA$$.

Explication

L’association médicament-albumine est décrite par un équilibre réversible entre le médicament libre, l’albumine et le complexe M.HSAM.HSA. Elle ne correspond donc pas à la formation d’une liaison covalente irréversible.

32. Pour la silibinine à pH 7,4 et 37 °C, quelles valeurs de ΔHr\Delta H_r et ΔSr\Delta S_r conduisent à ΔGr=−31 kJ/mol\Delta G_r=-31\,\mathrm{kJ/mol} ?

ΔHr=−42 kJ/mol\Delta H_r=-42\,\mathrm{kJ/mol} et ΔSr=−34 J/mol/K\Delta S_r=-34\,\mathrm{J/mol/K}
ΔHr=−42 kJ/mol\Delta H_r=-42\,\mathrm{kJ/mol} et ΔSr=34 J/mol/K\Delta S_r=34\,\mathrm{J/mol/K}
ΔHr=31 kJ/mol\Delta H_r=31\,\mathrm{kJ/mol} et ΔSr=−42 J/mol/K\Delta S_r=-42\,\mathrm{J/mol/K}
ΔHr=42 kJ/mol\Delta H_r=42\,\mathrm{kJ/mol} et ΔSr=−34 J/mol/K\Delta S_r=-34\,\mathrm{J/mol/K}

$$\Delta H_r=-42\,\mathrm{kJ/mol}$$ et $$\Delta S_r=-34\,\mathrm{J/mol/K}$$

Explication

Dans les conditions physiologiques étudiées, la silibinine présente ΔHr=−42 kJ/mol\Delta H_r=-42\,\mathrm{kJ/mol} et ΔSr=−34 J/mol/K\Delta S_r=-34\,\mathrm{J/mol/K}, ce qui donne ΔGr=−31 kJ/mol\Delta G_r=-31\,\mathrm{kJ/mol}. Les signes opposés proposés dans certaines réponses modifieraient la contribution entropique et ne conduiraient pas à cette valeur.

33. Quelle valeur prend la constante d’équilibre de l’association de la silibinine à l’albumine dans les conditions physiologiques étudiées ?

K=1,63×105 M−1K=1{,}63\times10^5\,\mathrm{M^{-1}}
K=31 M−1K=31\,\mathrm{M^{-1}}
K=42×105 M−1K=42\times10^5\,\mathrm{M^{-1}}
K=1,63×10−5 M−1K=1{,}63\times10^{-5}\,\mathrm{M^{-1}}

$$K=1{,}63\times10^5\,\mathrm{M^{-1}}$$

Explication

La relation ln⁡K=−ΔGrRT\ln K=-\frac{\Delta G_r}{RT} conduit à K=1,63×105 M−1K=1{,}63\times10^5\,\mathrm{M^{-1}} dans les conditions physiologiques étudiées. Une constante de l’ordre de 10−5 M−110^{-5}\,\mathrm{M^{-1}} aurait un exposant opposé et ne correspondrait pas à l’association décrite.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 54 flashcards sur Thermochimie et thermodynamique.

Qu'échange un système ouvert avec le milieu extérieur ?

Il échange de la matière et de l'énergie.

Qu'échange un système fermé avec le milieu extérieur ?

Il échange de l'énergie mais pas de matière.

Qu'est-ce qu'un système isolé ?

Un système qui n'échange ni matière ni énergie avec l'extérieur.

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