QCM : Thermochimie et thermodynamique — 23 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle propriété distingue l’énergie interne UU de la chaleur QQ et du travail WW ?

UU est une grandeur de transfert, tandis que QQ et WW sont des fonctions d’état
UU est une fonction d’état, tandis que QQ et WW sont des grandeurs de transfert
UU, QQ et WW sont des fonctions d’état définies par les mêmes variables
UU dépend du chemin suivi, tandis que QQ et WW dépendent des seuls états

$$U$$ est une fonction d’état, tandis que $$Q$$ et $$W$$ sont des grandeurs de transfert

Explication

L’énergie interne est une fonction d’état : sa variation dépend uniquement des états initial et final. La chaleur et le travail sont des grandeurs de transfert dont la valeur dépend du chemin suivi.

2. À 37 °C, que permettent de conclure les valeurs ΔHr=−42 kJ⋅mol−1\Delta H_r=-42\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}, ΔSr=−34 J⋅mol−1⋅K−1\Delta S_r=-34\ \mathrm{J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}} et ΔGr=−31 kJ⋅mol−1\Delta G_r=-31\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} pour la liaison de la silibinine à l’albumine HSA ?

L’association est spontanée et favorable
L’association est non spontanée et défavorable
L’association est spontanée mais défavorable
L’association est non spontanée mais favorable

L’association est spontanée et favorable

Explication

Une énergie libre de Gibbs négative indique que l’association est spontanée et thermodynamiquement favorable dans ces conditions. L’enthalpie et l’entropie négatives ne suffisent pas à conclure seules sans considérer la valeur de ΔGr\Delta G_r.

3. Comment l’enthalpie HH est-elle définie à partir de l’énergie interne ?

H=U−PVH=U-PV
H=U+PVH=U+PV
H=U/(PV)H=U/(PV)
H=PV−UH=PV-U

$$H=U+PV$$

Explication

L’enthalpie est une fonction d’état définie par l’ajout du terme pression-volume à l’énergie interne : H=U+PVH=U+PV. Les autres expressions modifient le signe ou la forme du terme ajouté et ne correspondent pas à la définition thermodynamique.

4. Quel phénomène est étudié par la thermochimie lorsqu’un système passe d’un état initial à un état final ?

La vitesse de réaction sans échange avec le milieu extérieur
La structure microscopique du système à l’état d’équilibre
Les échanges du système lors d’une transformation physique ou chimique
La composition chimique du système à température constante

Les échanges du système lors d’une transformation physique ou chimique

Explication

La thermochimie étudie les échanges réalisés par un système au cours d’une transformation physique ou chimique. La vitesse de réaction relève de la cinétique chimique et ne définit pas le domaine de la thermochimie.

5. Une réaction présente une valeur négative de ΔGR\Delta G_R. Quelle situation décrit correctement son évolution ?

Elle est peu favorisée dans le sens direct et les réactifs dominent
Elle est spontanée dans le sens direct et l’équilibre favorise les produits
Elle est spontanée dans le sens inverse et l’équilibre favorise les réactifs
Elle est à l’équilibre et les produits et réactifs sont équivalents

Elle est spontanée dans le sens direct et l’équilibre favorise les produits

Explication

Une valeur ΔGR<0\Delta G_R<0 indique que le sens direct est spontané et que l’équilibre contient majoritairement des produits. La situation inverse, avec une prédominance des réactifs, correspond à une valeur positive de ΔGR\Delta G_R.

6. Pour une réaction générale, comment construit-on la constante d’équilibre à partir des concentrations des espèces ?

En divisant la somme des concentrations par le produit des coefficients stœchiométriques
En plaçant les concentrations des produits au numérateur et celles des réactifs au dénominateur
En plaçant les concentrations des réactifs au numérateur et celles des produits au dénominateur
En additionnant les concentrations des produits et des réactifs avec leurs coefficients

En plaçant les concentrations des produits au numérateur et celles des réactifs au dénominateur

Explication

La constante d’équilibre est le produit des concentrations des produits, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique, divisé par le produit analogue pour les réactifs. Les réactifs ne figurent donc pas au numérateur dans l’expression usuelle de KK.

7. Dans quelles conditions peut-on utiliser la forme intégrée de la loi de Van’t Hoff ln⁡K2K1=ΔrH∘R(1T1−1T2)\ln\frac{K_2}{K_1}=\frac{\Delta_rH^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right) ?

Lorsque la réaction est nécessairement athermique entre les deux températures
Lorsque la constante KK reste identique entre T1T_1 et T2T_2
Lorsque les concentrations des réactifs restent constantes pendant la réaction
Lorsque ΔrH∘\Delta_rH^\circ reste constante entre T1T_1 et T2T_2

Lorsque $$\Delta_rH^\circ$$ reste constante entre $$T_1$$ et $$T_2$$

Explication

La forme intégrée suppose que l’enthalpie standard de réaction ΔrH∘\Delta_rH^\circ est constante sur l’intervalle de température considéré. La forme non intégrée décrit plutôt une variation locale de la constante avec la température.

8. Quelle relation s’applique à la chaleur échangée lors d’une transformation isobare ?

QP=ΔU=CVΔTQ_P=\Delta U=C_V\Delta T
QP=ΔH=CPΔTQ_P=\Delta H=C_P\Delta T
QP=W=−PextΔVQ_P=W=-P_{ext}\Delta V
QP=0Q_P=0, car la pression reste constante

$$Q_P=\Delta H=C_P\Delta T$$

Explication

À pression constante, la chaleur échangée vérifie QP=ΔH=CPΔTQ_P=\Delta H=C_P\Delta T. La relation avec ΔU\Delta U correspond à la transformation isochore, tandis que la constance de la pression n’annule pas la chaleur.

9. Quelle combinaison décrit correctement une transformation adiabatique, une transformation endothermique et une transformation spontanée ?

Q<0Q<0, ΔH>0\Delta H>0 et ΔG>0\Delta G>0
Q=0Q=0, ΔH<0\Delta H<0 et ΔG=0\Delta G=0
Q>0Q>0, ΔH<0\Delta H<0 et ΔG>0\Delta G>0
Q=0Q=0, ΔH>0\Delta H>0 et ΔG<0\Delta G<0

$$Q=0$$, $$\Delta H>0$$ et $$\Delta G<0$$

Explication

Une transformation adiabatique n’échange pas de chaleur, une transformation endothermique possède une enthalpie positive et une transformation spontanée présente une énergie libre négative. La combinaison comportant ΔG>0\Delta G>0 décrit une transformation non spontanée dans ce cadre.

10. Avec la convention ΔU=Q+W\Delta U=Q+W, que signifie un travail W<0W<0 ?

Le système cède de l’énergie sous forme de travail
Le système ne reçoit ni ne cède d’énergie mécanique
Le système reçoit de l’énergie sous forme de travail
Le système transforme nécessairement tout le travail en chaleur

Le système cède de l’énergie sous forme de travail

Explication

Avec cette convention, une valeur négative de WW indique que le système cède de l’énergie par travail. Une valeur positive correspondrait à une énergie reçue, tandis que le signe du travail ne suffit pas à imposer une conversion en chaleur.

11. Un gaz parfait passe de Ti=300 KT_i=300\,\mathrm{K} à Tf=350 KT_f=350\,\mathrm{K} avec n=2 moln=2\,\mathrm{mol} et CV,m=20 J mol−1 K−1C_{V,m}=20\,\mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}. Quelle est sa variation d’énergie interne ?

ΔU=2000 J\Delta U=2000\,\mathrm{J}
ΔU=7000 J\Delta U=7000\,\mathrm{J}
ΔU=1000 J\Delta U=1000\,\mathrm{J}
ΔU=14000 J\Delta U=14000\,\mathrm{J}

$$\Delta U=2000\,\mathrm{J}$$

Explication

Pour un gaz parfait, ΔU=nCV,mΔT\Delta U=nC_{V,m}\Delta T, donc ΔU=2×20×(350−300)=2000 J\Delta U=2\times20\times(350-300)=2000\,\mathrm{J}. Les autres valeurs résultent d’une omission ou d’une multiplication incorrecte du nombre de moles et de la capacité thermique.

12. Pour une transformation irréversible, quelle inégalité exprime la relation de Clausius entre la variation d’entropie et la chaleur échangée à température constante ?

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

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

Explication

La création d’entropie dans une transformation irréversible rend la variation d’entropie supérieure à la contribution thermique, d’où ΔS>QirrT\Delta S>\frac{Q_{irr}}{T}. L’égalité correspond à l’absence de création d’entropie dans le cas réversible.

13. Comment s’écrit l’enthalpie libre de Gibbs d’une réaction en fonction de sa variation d’enthalpie et de sa variation d’entropie ?

ΔGR=ΔHR+TΔSR\Delta G_R=\Delta H_R+T\Delta S_R
ΔGR=ΔSR−TΔHR\Delta G_R=\Delta S_R-T\Delta H_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 de Gibbs vérifie ΔGR=ΔHR−TΔSR\Delta G_R=\Delta H_R-T\Delta S_R. Dans une réaction spontanée, la création d’entropie interne conduit à une valeur négative de ΔGR\Delta G_R.

14. 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 avec les données thermochimiques indiquées ?

Environ 2 °C
Environ 38 °C
Environ 20 °C
Environ 12 °C

Environ 2 °C

Explication

La dissolution absorbe de la chaleur, ce qui refroidit l’eau jusqu’à environ 2 °C. Une température proche de 38 °C correspondrait à un processus globalement exothermique, contrairement à la valeur positive de l’enthalpie de réaction.

15. Quelle caractéristique distingue une transformation réversible d’une transformation irréversible du point de vue de la création d’entropie ?

La création d’entropie est nulle lorsque la transformation est isolée
La création d’entropie est positive pour la transformation réversible et nulle pour l’irréversible
La création d’entropie est nulle pour la transformation réversible et positive pour l’irréversible
La création d’entropie dépend de la chaleur pour les deux transformations

La création d’entropie est nulle pour la transformation réversible et positive pour l’irréversible

Explication

Une transformation réversible ne crée pas d’entropie, tandis qu’une transformation irréversible en crée une quantité strictement positive. Le caractère isolé du système ne suffit pas à rendre une transformation réversible.

16. Quelle relation définit la variation de l’énergie interne entre deux états ?

ΔU=Ui+Uf\Delta U=U_i+U_f
ΔU=Uf/Ui\Delta U=U_f/U_i
ΔU=Ui−Uf\Delta U=U_i-U_f
ΔU=Uf−Ui\Delta U=U_f-U_i

$$\Delta U=U_f-U_i$$

Explication

La variation d’énergie interne est la différence entre sa valeur finale et sa valeur initiale, soit ΔU=Uf−Ui\Delta U=U_f-U_i. L’expression inverse donnerait l’opposé de la variation recherchée.

17. Quelle distinction décrit correctement la chaleur QQ et le travail WW ?

La chaleur et le travail sont deux formes d’énergie stockées dans le système
La chaleur est un échange ordonné par une force, tandis que le travail est un échange désordonné
La chaleur est un échange désordonné, tandis que le travail est un échange ordonné par une force
La chaleur et le travail correspondent deux échanges de matière avec le milieu extérieur

La chaleur est un échange désordonné, tandis que le travail est un échange ordonné par une force

Explication

La chaleur correspond à un échange désordonné lié aux mouvements microscopiques, tandis que le travail résulte d’un transfert ordonné associé à une force. Le travail et la chaleur sont des transferts d’énergie, et non des formes d’énergie stockées ou des échanges de matière.

18. Dans un système isolé, comment évolue l’entropie au cours d’une transformation spontanée ?

Elle diminue progressivement jusqu’à atteindre un minimum
Elle dépend du signe de la chaleur échangée
Elle augmente ou reste constante jusqu’à un maximum
Elle reste constante quelle que soit la transformation

Elle augmente ou reste constante jusqu’à un maximum

Explication

Dans un système isolé, l’entropie tend à augmenter jusqu’à une valeur maximale et ne peut pas diminuer. La confusion vient du fait que la contribution externe liée à la chaleur peut avoir des signes différents, contrairement à l’évolution totale de l’entropie isolée.

19. Dans quelle situation un transfert d’énergie constitue-t-il un travail WW ?

Une force déplace son point d’application sur la frontière du système
Des molécules échangent de l’énergie par agitation thermique désordonnée
Un système atteint un nouvel équilibre sans interaction avec l’extérieur
Un système conserve son volume tandis que sa température augmente

Une force déplace son point d’application sur la frontière du système

Explication

Le travail est un transfert ordonné d’énergie produit par une force dont le point d’application se déplace. L’agitation thermique désordonnée caractérise plutôt la chaleur, tandis que les autres situations ne décrivent pas nécessairement un travail.

20. Une réaction possède une enthalpie standard de réaction négative et sa température augmente. Comment évolue généralement sa constante d’équilibre ?

Elle diminue, car la réaction est exothermique
Elle devient nulle, car la chaleur produite bloque la réaction
Elle augmente, car la réaction est exothermique
Elle reste constante, car la température ne modifie pas l’équilibre

Elle diminue, car la réaction est exothermique

Explication

Une enthalpie de réaction négative caractérise une réaction exothermique, pour laquelle la constante d’équilibre diminue généralement lorsque la température augmente. Une constante inchangée ne correspond pas au comportement thermique habituel d’une réaction exothermique.

21. Quelle relation décrit la variation totale d’entropie d’un système recevant une chaleur élémentaire δQ\delta Q à la température TT ?

dS=dSintT+δQdS=\frac{dS_{int}}{T}+\delta Q
dS=T dSint+δQdS=T\,dS_{int}+\delta Q
dS=dSint−δQTdS=dS_{int}-\frac{\delta Q}{T}
dS=dSint+δQTdS=dS_{int}+\frac{\delta Q}{T}

$$dS=dS_{int}+\frac{\delta Q}{T}$$

Explication

La variation totale est la somme de la création interne d’entropie et de la contribution thermique externe, soit dS=dSint+δQTdS=dS_{int}+\frac{\delta Q}{T}. La contribution liée à la chaleur peut être positive ou négative, tandis que dSintdS_{int} reste non négative.

22. Que se passe-t-il lors d’une transformation isochore d’un système ?

La température reste constante, le travail est égal à la chaleur reçue
Le volume reste constant, la chaleur est nulle et Q=WQ=W
Le volume reste constant, le travail est nul et Q=ΔU=CVΔTQ=\Delta U=C_V\Delta T
La pression reste constante, le travail est nul et Q=ΔH=CPΔTQ=\Delta H=C_P\Delta T

Le volume reste constant, le travail est nul et $$Q=\Delta U=C_V\Delta T$$

Explication

Une transformation isochore se déroule à volume constant, ce qui annule le travail de volume et conduit à Q=ΔU=CVΔTQ=\Delta U=C_V\Delta T. La relation faisant intervenir ΔH\Delta H et CPC_P caractérise plutôt une transformation isobare.

23. Quelle association décrit correctement les systèmes isolé, fermé et ouvert ?

Isolé : énergie sans matière ; fermé : matière sans énergie ; ouvert : ni matière ni énergie
Isolé : matière et énergie ; fermé : ni matière ni énergie ; ouvert : énergie sans matière
Isolé : ni matière ni énergie ; fermé : énergie sans matière ; ouvert : énergie et matière
Isolé : ni matière ni énergie ; fermé : matière et énergie ; ouvert : énergie sans matière

Isolé : ni matière ni énergie ; fermé : énergie sans matière ; ouvert : énergie et matière

Explication

Un système isolé n’échange ni matière ni énergie, un système fermé échange de l’énergie sans matière, et un système ouvert échange les deux. Les autres associations attribuent à chaque catégorie des échanges incompatibles avec sa définition.

Révisez avec les flashcards

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Qu'étudie la thermochimie lors d'une transformation ?

Les échanges réalisés par un système entre un état initial et un état final.

Qu'est-ce que la chaleur Q en thermochimie ?

Une forme d'échange désordonné d'énergie liée aux mouvements atomiques ou moléculaires.

Comment définit-on le travail W en thermochimie ?

Un transfert ordonné d'énergie par une force avec déplacement du point d'application.

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