QCM : Thermodynamique et solutions (40 questions)

Explication

Un système isolé n’échange avec l’extérieur ni matière ni énergie. La réponse « système fermé » néglige la possibilité d’échanges énergétiques, tandis que « système ouvert » implique des échanges de matière et d’énergie ; « système homogène » désigne une uniformité des propriétés.

Explication

Un système fermé peut échanger de l’énergie sous forme de chaleur ou de travail, mais pas de matière. Un système isolé n’échange pas d’énergie, un système ouvert échange aussi de la matière, et l’homogénéité concerne les propriétés en différents points.

Explication

Un système ouvert échange avec l’extérieur à la fois de la matière et de l’énergie. Un système fermé n’échange pas de matière, un système isolé n’échange ni matière ni énergie, et l’homogénéité décrit une propriété spatiale.

Explication

L’équilibre thermodynamique exige que les variables d’état soient constantes à l’échelle de l’observateur et uniformes dans chaque partie homogène. Cela n’implique pas l’arrêt des variations microscopiques ; l’équilibre mécanique ou l’isolement ne définissent pas ces deux critères.

Explication

À l’équilibre, les paramètres macroscopiques peuvent rester constants tandis que les paramètres microscopiques continuent de varier. L’immobilité microscopique est donc une confusion, et les deux autres interprétations attribuent à tort des variations macroscopiques ou une évolution identique aux deux échelles.

Explication

Les variables extensives sont proportionnelles à la quantité de matière, tandis que les variables intensives en sont indépendantes. Inverser ces comportements ou appliquer le même comportement aux deux catégories confond leur distinction fondamentale.

Explication

À l’équilibre chimique, la concentration demeure constante à l’échelle de l’observateur alors que des réactions microscopiques continuent. L’arrêt complet confond stabilité macroscopique et immobilité microscopique, la transformation irréversible écarte la compensation des réactions inverses, et l’évolution macroscopique continue contredit la concentration constante.

Explication

La variation d’une fonction d’état dépend seulement des états final et initial : $\Delta F=F_b-F_a$, quel que soit le chemin. Inverser les états change le signe, faire dépendre la variation du chemin nie la propriété d’état, et additionner les valeurs ne calcule pas une différence.

Explication

Comme l’état final rejoint l’état initial, la différence entre les valeurs de la fonction d’état est nulle. Une étape intermédiaire peut avoir une variation, mais elle ne représente pas le bilan du cycle; additionner les valeurs ou imposer un signe positif ne tient pas compte du retour à l’origine.

Explication

À pression constante, une réaction exothermique libère de la chaleur et vérifie $\Delta H<0$. Le signe positif correspond à une réaction endothermique, $\Delta G<0$ concerne l’exergonicité, et une variation nulle ne caractérise pas la libération de chaleur.

Explication

Une transformation exergonique est spontanée dans les conditions normales et vérifie $\Delta G<0$. « Endergonique » désigne une transformation nécessitant un apport d’énergie, tandis que les combinaisons de classification et de signe proposées associent incorrectement ces notions.

Explication

Une transformation réversible peut revenir à son état initial dans le temps considéré par l’observateur. « Irréversible » désigne l’absence de retour possible dans ce cadre, tandis que volume constant et adiabatique décrivent d’autres caractéristiques.

Explication

Le gaz parfait est un modèle dans lequel les molécules n’interagissent pas entre elles, et non une description parfaite d’un gaz réel. L’immobilité et les interactions fortes ne définissent pas ce modèle; le volume des molécules n’est pas la propriété visée.

Explication

Le premier principe affirme que l’énergie ne peut pas être créée, ce qui exclut un mouvement perpétuel sans apport ni réserve d’énergie. La température constante, l’absence de transfert thermique et le volume constant ne sont pas les principes en jeu.

Explication

La variation est l’énergie finale moins l’énergie initiale : $165-120=45\,\text{J}$. Le résultat négatif inverse l’ordre de la soustraction, tandis que les valeurs de $285\,\text{J}$ correspondent à leur somme avec un signe différent.

Explication

L’enthalpie est définie par $H=U+PV$, donc $H=80+25=105\,\text{J}$. L’énergie utilisable à pression constante renvoie à l’enthalpie libre $G$, et non à $H$; soustraire $PV$ ou l’omettre applique une autre relation.

Explication

L’enthalpie standard de formation d’un corps simple est nulle, tandis que celle d’un composé qui n’est pas un corps simple est non nulle. Attribuer la nullité au composé inverse la distinction, et attribuer une valeur non nulle au corps simple inverse l’autre cas.

Explication

La capacité calorifique désigne la quantité de chaleur ou d’énergie à fournir à une quantité de matière pour élever sa température d’un degré, à pression ou volume constant. La température finale est un état atteint, la chaleur totale sans référence à la quantité omet la définition, et l’enthalpie standard de formation est une autre grandeur.

Explication

La capacité calorifique molaire s’exprime en J/K/mol, tandis que la capacité calorifique massique s’exprime en J/K/kg. L’ordre inversé intervertit les deux grandeurs, et les unités sans kelvin omettent la variation de température.

Explication

La dernière formule de capacité calorifique permet notamment de calculer la température de flamme. L’enthalpie standard de formation et la pression standard relèvent d’autres notions, tandis que la conversion entre capacités massique et molaire n’est pas l’application indiquée.

Explication

Le premier principe renseigne sur la quantité d’énergie, tandis que le deuxième permet d’évaluer l’évolution du système et si une réaction peut se produire. La quantité totale d’énergie relève du premier principe, et le nombre de micro-états caractérise l’entropie.

Explication

L’entropie est liée au nombre de micro-états : lorsque celui-ci augmente, l’entropie augmente et le désordre est plus grand. L’ordre accru inverse la relation, tandis que l’état standard ou la conservation de l’énergie ne déterminent pas cette variation.

Explication

À $0\,\mathrm{K}$, l’entropie vaut zéro et le nombre de micro-états vaut un. Une entropie non nulle ou plusieurs micro-états ne correspondent pas à cette condition.

Explication

La relation donne $\Delta G=12-300\times0{,}02=12-6=6\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$. L’addition des termes donne $18$, l’oubli de $T$ donne une valeur différente, et inverser la soustraction donne $-6$.

Explication

Le pouvoir calorifique désigne l’énergie dégagée lors de la combustion; il peut être exprimé sur une base massique, molaire ou volumique. L’énergie d’allumage, la chaleur absorbée et la température finale sont des notions différentes.

Explication

Le PCS inclut la condensation de l’eau et la considère à l’état liquide. Le PCI ne tient pas compte de cette eau et la considère à l’état de vapeur; le caractère massique décrit une base d’expression, pas cette convention.

Explication

Le PCI est défini sans tenir compte de l’eau, considérée à l’état de vapeur. Le PCS inclut l’énergie de condensation et considère l’eau liquide; le caractère volumique concerne l’unité d’expression, non le traitement de l’eau.

Explication

Chaque gaz d’une solution gazeuse conserve ses propriétés comme s’il était pur, indépendamment des autres gaz. L’idée d’une réaction chimique ou d’une moyenne des propriétés ne correspond pas à ce comportement.

Explication

Les gaz sont totalement miscibles entre eux, ce qui rend une solution gazeuse homogène. Une réaction chimique ou une séparation selon la masse n’est pas le mécanisme indiqué.

Explication

Dans un mélange liquide-gaz, la pression partielle du gaz au-dessus du liquide détermine la quantité de ce gaz dissoute. La pression totale et la quantité de liquide ne remplacent pas cette relation.

Explication

La dissolution du NaCl dans l’eau s’explique par la solvatation des ions issus du sel par les molécules d’eau polaires. Une dispersion sans interaction ou la formation de liaisons covalentes ne décrit pas ce mécanisme.

Explication

L’eau est polaire, tandis que la symétrie du benzène lui confère un moment dipolaire nul et le rend apolaire. Inverser les polarités ou attribuer au benzène un moment dipolaire non nul contredit cette distinction.

Explication

L’ajout d’un groupe OH au benzène donne du phénol, qui est polaire et soluble dans l’eau grâce aux interactions entre moments dipolaires et aux liaisons hydrogène. Le benzène reste apolaire, tandis que le chlorure de sodium est un composé ionique.

Explication

Une liaison hydrogène est une interaction intermoléculaire entre un atome plus électronégatif et un hydrogène dans une zone de forte délocalisation électronique, contribuant à la cohésion. La liaison covalente est une liaison intramoléculaire, les forces de Keesom concernent deux dipôles permanents et la couronne de solvatation entoure des particules en solution.

Explication

Lorsque le chauffage apporte assez d’énergie pour rompre les liaisons hydrogène, l’eau s’évapore à 100 °C. 0 °C correspond au seuil usuel de fusion de l’eau, 78 °C est associé à l’ébullition de l’éthanol et 50 °C ne correspond pas au seuil donné.

Explication

Les forces de Debye associent une molécule polaire à une molécule apolaire dont le dipôle est induit. Keesom concerne deux dipôles permanents, London deux molécules apolaires, tandis qu’une liaison hydrogène désigne un autre type d’interaction intermoléculaire.

Explication

La solubilité du sel dans l’eau augmente avec la température. La diminution inverse l’effet, et la vitesse de dissolution ou une solubilité inchangée ne décrit pas la relation indiquée.

Explication

Une dissolution est exothermique lorsque son bilan thermique est négatif; un bilan positif caractérise une dissolution endothermique. Le terme exergonique concerne le bilan d’énergie libre, et un bilan négatif n’est pas un bilan nul.

Explication

La formation d’un alliage entre solides se fait à chaud, car deux solides en contact à froid ne se mélangent pas. Prolonger le contact, agiter ou comprimer à froid ne remplace pas le chauffage.

Explication

La fugacité est l’équivalent de l’activité pour les gaz et dépend de leur pression partielle. L’activité est la grandeur analogue pour les solutions, et la pression totale n’est pas la dépendance indiquée pour la fugacité.