QCM : Thermodynamique et thermochimie — 51 questions

Questions et réponses du QCM

1. Comment définit-on un système thermodynamique ?

La région de l’espace où la température reste constante malgré les échanges avec l’extérieur
La matière contenue dans un récipient dont la pression demeure uniforme au cours du temps
La partie de l’univers étudiée, séparée du milieu extérieur par une paroi réelle ou fictive
L’ensemble des échanges thermiques entre deux corps séparés par une paroi matérielle

La partie de l’univers étudiée, séparée du milieu extérieur par une paroi réelle ou fictive

Explication

Un système thermodynamique est la portion de l’univers choisie pour l’étude et délimitée par une frontière réelle ou fictive. La présence d’une température constante ou d’une paroi matérielle n’est pas une condition suffisante pour le définir.

2. Quelle distinction caractérise correctement une variable intensive et une variable extensive ?

Une variable intensive décrit un transfert d’énergie, tandis qu’une variable extensive décrit l’état mécanique du système
Une variable intensive possède des propriétés additives, tandis qu’une variable extensive conserve la même valeur après division
Une variable intensive ne dépend pas de la quantité de matière, tandis qu’une variable extensive lui est proportionnelle et additive
Une variable intensive est proportionnelle à la quantité de matière, tandis qu’une variable extensive reste indépendante de cette quantité

Une variable intensive ne dépend pas de la quantité de matière, tandis qu’une variable extensive lui est proportionnelle et additive

Explication

Une grandeur intensive, comme la température, reste indépendante de la quantité de matière, alors qu’une grandeur extensive, comme le volume, varie avec cette quantité et peut être additionnée. L’additivité appartient donc aux variables extensives, et non aux variables intensives.

3. Quelles conditions caractérisent l’équilibre thermodynamique d’un système ?

Il échange de la chaleur avec le milieu extérieur tout en maintenant une pression constante dans chaque région
Il possède une composition constante, alors que sa température peut varier entre plusieurs points du système
Il n’échange rien avec le milieu extérieur et ses grandeurs d’état sont uniformes et constantes dans le temps
Il présente une température uniforme, même si sa composition et sa pression évoluent progressivement

Il n’échange rien avec le milieu extérieur et ses grandeurs d’état sont uniformes et constantes dans le temps

Explication

À l’équilibre thermodynamique, le système n’échange rien avec l’extérieur et sa température, sa pression ainsi que sa composition sont uniformes et constantes. Une seule grandeur uniforme ou constante ne suffit donc pas à établir cet équilibre.

4. Un gaz parfait contient n=2,0 moln=2{,}0\ \mathrm{mol} à T=300 KT=300\ \mathrm{K} sous une pression de P=1,0 atmP=1{,}0\ \mathrm{atm}. Quelle relation permet de déterminer son volume ?

Utiliser V=RTnPV=\frac{RT}{nP} avec R=8,31 J mol−1 K−1R=8{,}31\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}
Utiliser V=nRTPV=\frac{nRT}{P} avec R=0,082 L atm mol−1 K−1R=0{,}082\ \mathrm{L\,atm\,mol^{-1}\,K^{-1}}
Utiliser V=PnRTV=\frac{P}{nRT} avec R=8,31 J mol−1 K−1R=8{,}31\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}
Utiliser V=nPRTV=\frac{nP}{RT} avec R=0,082 L atm mol−1 K−1R=0{,}082\ \mathrm{L\,atm\,mol^{-1}\,K^{-1}}

Utiliser $$V=\frac{nRT}{P}$$ avec $$R=0{,}082\ \mathrm{L\,atm\,mol^{-1}\,K^{-1}}$$

Explication

L’équation d’état d’un gaz parfait est PV=nRTPV=nRT, donc la résolution par rapport au volume donne V=nRTPV=\frac{nRT}{P}. La valeur de RR doit être cohérente avec les unités choisies, ici les litres et les atmosphères.

5. Quelle propriété distingue une transformation réversible d’une transformation irréversible ?

La transformation réversible exige une variation rapide des variables d’état, tandis que l’autre exige une variation lente
La transformation réversible implique un transfert thermique nul, tandis que la transformation irréversible conserve une température uniforme
La transformation réversible se produit à volume constant, tandis que la transformation irréversible se produit à pression constante
La transformation réversible passe par des états d’équilibre infiniment proches et peut être inversée par une modification infinitésimale

La transformation réversible passe par des états d’équilibre infiniment proches et peut être inversée par une modification infinitésimale

Explication

Une transformation réversible est constituée d’états d’équilibre infiniment proches et son sens peut être inversé par une modification infinitésimale. La réversibilité ne dépend pas d’une condition particulière de volume, de pression ou de transfert thermique nul.

6. Quelle transformation thermodynamique se déroule à volume constant ?

Une transformation adiabatique
Une transformation isobare
Une transformation isotherme
Une transformation isochore

Une transformation isochore

Explication

Une transformation isochore conserve un volume constant. Une transformation isobare conserve la pression, une transformation isotherme la température, tandis qu’une transformation adiabatique se définit par l’absence de transfert thermique.

7. Un système reçoit une chaleur Q=500 JQ=500\ \mathrm{J} et fournit un travail W=−200 JW=-200\ \mathrm{J} selon la convention ΔU=Q+W\Delta U=Q+W. Quelle est sa variation d’énergie interne ?

ΔU=300 J\Delta U=300\ \mathrm{J}
ΔU=700 J\Delta U=700\ \mathrm{J}
ΔU=−700 J\Delta U=-700\ \mathrm{J}
ΔU=−300 J\Delta U=-300\ \mathrm{J}

$$\Delta U=300\ \mathrm{J}$$

Explication

En appliquant ΔU=Q+W\Delta U=Q+W, on obtient ΔU=500−200=300 J\Delta U=500-200=300\ \mathrm{J}. Le travail fourni par le système est négatif dans cette convention, il réduit donc l’augmentation d’énergie interne due à la chaleur reçue.

8. Que stipule le premier principe pour un système fermé ?

La variation de son énergie correspond à la différence entre la pression interne et la température extérieure
La variation de son énergie est nulle dès que le système conserve une masse constante pendant la transformation
La variation de son énergie est égale à l’énergie échangée avec l’extérieur sous forme de chaleur et de travail
La variation de son énergie est déterminée par la chaleur échangée, sans prendre en compte le travail mécanique

La variation de son énergie est égale à l’énergie échangée avec l’extérieur sous forme de chaleur et de travail

Explication

Pour un système fermé, le premier principe relie la variation d’énergie aux échanges avec le milieu extérieur sous forme de chaleur et de travail. La masse constante n’annule pas ces échanges et le travail doit être pris en compte avec la chaleur.

9. Un échantillon pur de quantité nn est chauffé à pression constante, sans changement d’état : quelle relation donne la chaleur échangée ?

QP=nLQ_P=nL, avec LL chaleur latente molaire
QP=nCP(Tinitiale−Tfinale)Q_P=nC_P(T_{initiale}-T_{finale}), avec une température finale plus élevée
QP=CPΔTQ_P=C_P\Delta T, indépendamment de la quantité de matière
QP=nCPΔTQ_P=nC_P\Delta T, avec ΔT=Tfinale−Tinitiale\Delta T=T_{finale}-T_{initiale}

$$Q_P=nC_P\Delta T$$, avec $$\Delta T=T_{finale}-T_{initiale}$$

Explication

À pression constante, la chaleur sensible d’un corps pur est proportionnelle à la quantité de matière, à sa capacité thermique molaire et à la variation de température. La relation QP=nLQ_P=nL concerne un changement d’état à température constante, et non un simple chauffage.

10. Quelle caractéristique distingue une chaleur latente d’une chaleur sensible ?

La chaleur latente augmente la température sans modifier l’état physique
La chaleur latente concerne une réaction chimique à pression constante
La chaleur latente accompagne un changement d’état à température constante
La chaleur latente mesure la capacité thermique d’une mole de substance

La chaleur latente accompagne un changement d’état à température constante

Explication

La chaleur latente est échangée lors du passage d’un état physique à un autre tandis que la température reste constante. Une chaleur sensible, elle, entraîne une variation de température sans changement d’état.

11. Lorsqu’une quantité de matière nn subit un changement d’état à température constante, quelle expression permet de calculer la chaleur échangée ?

QP=LΔTQ_P=L\Delta T, où LL est une capacité thermique
QP=nLQ_P=nL, où LL est la chaleur latente molaire
QP=nCPΔTQ_P=nC_P\Delta T, où ΔT\Delta T est la variation de température
QP=CP/nQ_P=C_P/n, où CPC_P est la capacité thermique molaire

$$Q_P=nL$$, où $$L$$ est la chaleur latente molaire

Explication

Pour un changement d’état, la chaleur échangée est le produit de la quantité de matière par la chaleur latente molaire. La formule avec CPΔTC_P\Delta T décrit un chauffage ou un refroidissement, alors que la température reste constante ici.

12. Pour une transformation réalisée à pression constante, quelle relation relie correctement l’enthalpie de réaction et la chaleur échangée ?

La chaleur de réaction vérifie ΔrH=QV\Delta_rH=Q_V
L’enthalpie vérifie ΔH=Q+W\Delta H=Q+W dans toute transformation
L’énergie interne vérifie ΔrU=QP\Delta_rU=Q_P
La chaleur de réaction vérifie ΔrH=QP\Delta_rH=Q_P

La chaleur de réaction vérifie $$\Delta_rH=Q_P$$

Explication

À pression constante, la chaleur échangée est égale à la variation d’enthalpie de réaction, soit ΔrH=QP\Delta_rH=Q_P. La relation entre chaleur et enthalpie dépend des conditions, tandis que ΔU=Q+W\Delta U=Q+W constitue une relation plus générale pour l’énergie interne.

13. Pour une réaction à température constante produisant une variation gazeuse Δngaz\Delta n_{gaz}, quelle relation permet de relier l’enthalpie à l’énergie interne ?

ΔrH=ΔrU+TΔngaz/R\Delta_rH=\Delta_rU+T\Delta n_{gaz}/R
ΔrH=ΔrU−RTΔngaz\Delta_rH=\Delta_rU-RT\Delta n_{gaz}
ΔrH=ΔrU+RTΔngaz\Delta_rH=\Delta_rU+RT\Delta n_{gaz}
ΔrH=ΔrU+RΔngaz/T\Delta_rH=\Delta_rU+R\Delta n_{gaz}/T

$$\Delta_rH=\Delta_rU+RT\Delta n_{gaz}$$

Explication

À température constante, la différence entre l’enthalpie et l’énergie interne de réaction est donnée par le terme gazeux RTΔngazRT\Delta n_{gaz}. Le signe et la structure de ce terme sont fixés par la relation thermodynamique indiquée.

14. Que caractérise un état standard en thermodynamique chimique ?

Une pression fixée à 105 Pa10^5\ \mathrm{Pa} sans température associée
Une température de 298 K298\ \mathrm{K} imposée quelle que soit la pression
La phase la plus stable d’une substance à toute température étudiée
Une pression conventionnelle de 1 bar1\ \mathrm{bar} à une température précisée

Une pression conventionnelle de $$1\ \mathrm{bar}$$ à une température précisée

Explication

Un état standard est défini par la pression conventionnelle P∘=1 bar≈105 PaP^\circ=1\ \mathrm{bar}\approx10^5\ \mathrm{Pa} et une température précisée, souvent 298 K. Il ne désigne pas nécessairement la phase la plus stable à la température considérée.

15. Comment le signe de ΔrH\Delta_rH permet-il de distinguer une réaction exothermique d’une réaction endothermique ?

Les deux types de réaction ont ΔrH=0\Delta_rH=0, mais échangent des quantités de chaleur différentes
Le signe de ΔrH\Delta_rH dépend uniquement de la pression et ne caractérise pas ces réactions
Une réaction exothermique a ΔrH>0\Delta_rH>0, tandis qu’une réaction endothermique a ΔrH<0\Delta_rH<0
Une réaction exothermique a ΔrH<0\Delta_rH<0, tandis qu’une réaction endothermique a ΔrH>0\Delta_rH>0

Une réaction exothermique a $$\Delta_rH<0$$, tandis qu’une réaction endothermique a $$\Delta_rH>0$$

Explication

Une réaction exothermique libère de la chaleur, ce qui correspond à une variation d’enthalpie négative, tandis qu’une réaction endothermique en absorbe et possède une variation positive. Le signe de ΔrH\Delta_rH permet donc de distinguer les deux comportements thermiques.

16. Quelle condition doit être remplie pour qu’une oxydation soit qualifiée de combustion ?

Elle transforme tout composé carboné en monoxyde de carbone gazeux
Il s’agit d’une oxydation totale du combustible par un comburant
Elle implique un combustible réduit et un comburant oxydé
Elle consomme du dioxygène et produit nécessairement une oxydation partielle

Il s’agit d’une oxydation totale du combustible par un comburant

Explication

Une combustion est une oxydation totale dans laquelle le combustible est oxydé et le comburant réduit. La consommation de dioxygène ne suffit pas à elle seule, car une oxydation partielle peut aussi consommer ce gaz.

17. Comment définit-on l’enthalpie standard de formation d’un composé ?

Comme la chaleur libérée par la combustion complète d’une mole du composé à pression constante
Comme l’enthalpie de formation d’une mole du composé à partir de ses corps simples dans leurs états standards
Comme l’énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons du composé à l’état gazeux
Comme l’enthalpie de décomposition d’une mole du composé en éléments gazeux isolés

Comme l’enthalpie de formation d’une mole du composé à partir de ses corps simples dans leurs états standards

Explication

L’enthalpie standard de formation correspond à la formation d’une mole de composé à partir de ses corps simples dans leurs états standards de référence, à pression constante. La combustion et la rupture de liaisons décrivent d’autres transformations thermochimiques.

18. Quelle valeur possède l’enthalpie standard de formation d’un corps simple dans son état standard de référence ?

Elle est égale à la chaleur latente de fusion de l’élément
Elle est égale à l’enthalpie de combustion de l’élément
Elle est égale à zéro
Elle est égale à une valeur positive propre à chaque élément

Elle est égale à zéro

Explication

Par convention, l’enthalpie standard de formation d’un corps simple dans son état standard de référence est nulle. Cette convention sert notamment à calculer les enthalpies standard de réaction à partir des enthalpies de formation.

19. Quelle propriété de la loi de Hess permet de calculer l’enthalpie d’une réaction à partir de plusieurs étapes connues ?

La variation d’enthalpie dépend du nombre d’étapes utilisées pour décrire la réaction.
La variation d’enthalpie dépend des états initial et final, quel que soit le chemin suivi.
La variation d’enthalpie dépend de la concentration des espèces présentes à chaque étape.
La variation d’enthalpie dépend de la vitesse relative des réactions intermédiaires.

La variation d’enthalpie dépend des états initial et final, quel que soit le chemin suivi.

Explication

La loi de Hess établit que l’enthalpie est une fonction d’état : sa variation est déterminée par les états initial et final, indépendamment du chemin réactionnel. Le nombre d’étapes intermédiaires ne modifie donc pas la variation totale.

20. Pour appliquer la méthode par combinaison d’équations à une réaction cible, quelle démarche faut-il suivre ?

Multiplier toutes les équations connues par la même valeur puis soustraire leurs enthalpies.
Additionner les équations connues, simplifier les espèces communes et additionner leurs enthalpies.
Additionner les réactifs séparément, puis calculer l’enthalpie à partir des coefficients initiaux.
Conserver les espèces communes dans l’équation finale et ne retenir que l’enthalpie dominante.

Additionner les équations connues, simplifier les espèces communes et additionner leurs enthalpies.

Explication

La méthode consiste à combiner les équations chimiques de façon à obtenir la réaction recherchée, puis à simplifier les espèces communes et à additionner les variations d’enthalpie correspondantes. Conserver les espèces communes empêcherait d’obtenir l’équation nette.

21. Comment calcule-t-on la variation d’enthalpie standard d’une réaction à partir des enthalpies standard de formation ?

En soustrayant la somme des enthalpies de formation des réactifs de celle des produits, avec les coefficients stœchiométriques.
En additionnant les enthalpies de formation des réactifs et des produits sans tenir compte des coefficients stœchiométriques.
En divisant la somme des enthalpies de formation des produits par celle des réactifs, après équilibrage.
En soustrayant la somme des enthalpies de formation des produits de celle des réactifs, avec les coefficients stœchiométriques.

En soustrayant la somme des enthalpies de formation des réactifs de celle des produits, avec les coefficients stœchiométriques.

Explication

La relation utilise la somme pondérée des enthalpies de formation des produits moins celle des réactifs : ΔrH∘=∑nΔfHproduits∘−∑nΔfHreˊactifs∘\Delta_rH^\circ=\sum n\Delta_fH^\circ_{produits}-\sum n\Delta_fH^\circ_{réactifs}. Inverser les deux sommes changerait le signe de la variation calculée.

22. Quelle grandeur thermodynamique mesure quantitativement le désordre moléculaire et possède des unités de J.mol−1.K−1\mathrm{J.mol^{-1}.K^{-1}} ?

La capacité thermique, une fonction d’état sans dimension.
L’enthalpie, une fonction d’état intensive.
L’entropie, une fonction d’état extensive.
L’énergie libre, une fonction de réaction extensive.

L’entropie, une fonction d’état extensive.

Explication

L’entropie SS est une fonction d’état extensive qui quantifie le désordre moléculaire et s’exprime en J.mol−1.K−1\mathrm{J.mol^{-1}.K^{-1}}. L’enthalpie et l’énergie libre sont d’autres grandeurs thermodynamiques, mais elles ne correspondent pas à cette définition.

23. Dans quelle condition l’entropie d’un système isolé évoluant spontanément varie-t-elle ?

Elle change de signe selon la température, sans condition générale.
Elle diminue, de sorte que ΔS<0\Delta S<0.
Elle reste constante, de sorte que ΔS=0\Delta S=0.
Elle augmente, de sorte que ΔS>0\Delta S>0.

Elle augmente, de sorte que $$\Delta S>0$$.

Explication

Pour un système isolé qui évolue spontanément, l’entropie ne peut pas diminuer et vérifie donc ΔS>0\Delta S>0. Une variation nulle correspondrait à une situation qui ne respecte pas la condition donnée pour cette évolution spontanée.

24. Quel classement compare correctement les entropies standard d’un même composé selon son état physique ?

S∘(gaz)>S∘(solide)>S∘(liquide)S^\circ(gaz)>S^\circ(solide)>S^\circ(liquide)
S∘(gaz)>S∘(liquide)>S∘(solide)S^\circ(gaz)>S^\circ(liquide)>S^\circ(solide)
S∘(liquide)>S∘(gaz)>S∘(solide)S^\circ(liquide)>S^\circ(gaz)>S^\circ(solide)
S∘(solide)>S∘(liquide)>S∘(gaz)S^\circ(solide)>S^\circ(liquide)>S^\circ(gaz)

$$S^\circ(gaz)>S^\circ(liquide)>S^\circ(solide)$$

Explication

Pour un composé donné, l’état gazeux présente la plus grande entropie standard, suivi de l’état liquide puis de l’état solide. Cette hiérarchie reflète la liberté de mouvement croissante des particules.

25. Une réaction possède ΔrH∘=−50 kJ.mol−1\Delta_rH^\circ=-50\ \mathrm{kJ.mol^{-1}} et ΔrS∘=−0,100 kJ.mol−1.K−1\Delta_rS^\circ=-0,100\ \mathrm{kJ.mol^{-1}.K^{-1}} à T=300 KT=300\ \mathrm{K}. Quelle est la valeur de ΔrG∘\Delta_rG^\circ ?

−20 kJ.mol−1-20\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}
−80 kJ.mol−1-80\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}
−0,267 kJ.mol−1-0,267\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}
50 kJ.mol−150\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}

$$-20\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}$$

Explication

En appliquant ΔrG∘=ΔrH∘−TΔrS∘\Delta_rG^\circ=\Delta_rH^\circ-T\Delta_rS^\circ, on obtient −50−300(−0,100)=−20 kJ.mol−1-50-300(-0,100)=-20\ \mathrm{kJ.mol^{-1}}. La valeur de TΔrS∘T\Delta_rS^\circ doit être soustraite avec son signe, ce qui rend ici la contribution entropique positive.

26. Quelle distinction décrit correctement une réaction totale et une réaction limitée ?

Une réaction totale produit une quantité constante de produits, tandis qu’une réaction limitée ne forme aucun produit stable.
Une réaction totale conserve tous les réactifs à l’équilibre, tandis qu’une réaction limitée épuise un réactif limitant.
Une réaction totale s’arrête lorsque les vitesses directe et inverse deviennent égales, tandis qu’une réaction limitée est irréversible.
Une réaction totale épuise un réactif limitant, tandis qu’une réaction limitée laisse réactifs et produits à l’équilibre.

Une réaction totale épuise un réactif limitant, tandis qu’une réaction limitée laisse réactifs et produits à l’équilibre.

Explication

Une réaction totale progresse jusqu’à l’épuisement du réactif limitant, alors qu’une réaction limitée atteint un équilibre où réactifs et produits subsistent simultanément. La présence de réactifs à l’équilibre caractérise donc la réaction limitée, et non la réaction totale.

27. Quelle situation caractérise un équilibre chimique dynamique ?

La vitesse directe dépasse la vitesse inverse, tandis que les produits disparaissent progressivement.
Les réactions directe et inverse cessent, tandis que les concentrations deviennent constantes.
Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales, tandis que les concentrations restent constantes.
Les concentrations des réactifs et des produits deviennent égales, tandis que les réactions continuent.

Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales, tandis que les concentrations restent constantes.

Explication

À l’équilibre chimique, les réactions directe et inverse continuent, mais leurs vitesses sont égales, ce qui maintient les concentrations constantes. L’équilibre n’est donc pas une immobilité et n’exige pas que les concentrations des réactifs et des produits soient égales.

28. Que quantifie l’activité d’un composé dans un processus chimique ou physique ?

La vitesse de transformation du composé en produit
La proportion de solvant associée à ce composé
La fraction de sa concentration qui participe effectivement au processus
La quantité totale de matière présente dans le système

La fraction de sa concentration qui participe effectivement au processus

Explication

L’activité mesure la fraction de la concentration qui participe réellement au processus considéré. Elle ne correspond donc ni à la quantité totale présente ni directement à la vitesse de réaction.

29. Pour une espèce dissoute de concentration CC, quelle expression définit son activité ?

a=γCC0a=\gamma\frac{C}{C^0}
a=CγC0a=\frac{C}{\gamma C^0}
a=γCC0a=\gamma C C^0
a=γC0Ca=\gamma\frac{C^0}{C}

$$a=\gamma\frac{C}{C^0}$$

Explication

L’activité d’une espèce en solution est donnée par le produit de son coefficient d’activité et du rapport entre sa concentration et la concentration de référence. La concentration C0C^0 est fixée par convention, tandis que CC décrit l’espèce étudiée.

30. Quelle différence caractérise une réaction totale par rapport à une réaction limitée ?

La réaction totale conserve les réactifs, tandis que la réaction limitée les transforme intégralement
La réaction totale forme un équilibre, tandis que la réaction limitée consomme les produits
La réaction totale dépend de la composition initiale, tandis que la réaction limitée en est indépendante
La réaction totale consomme les réactifs, tandis que la réaction limitée en conserve à l’équilibre

La réaction totale consomme les réactifs, tandis que la réaction limitée en conserve à l’équilibre

Explication

Une réaction totale consomme entièrement les réactifs, alors qu’une réaction limitée établit un équilibre où réactifs et produits coexistent. La présence simultanée des deux types d’espèces caractérise donc la réaction limitée.

31. Pour la réaction αA+βB⇌γC+δD\alpha A+\beta B\rightleftharpoons\gamma C+\delta D, quelle expression représente le quotient de réaction ?

Q=aCαaDβaAγaBδQ=\frac{a_C^\alpha a_D^\beta}{a_A^\gamma a_B^\delta}
Q=aCγaDδaAαaBβQ=\frac{a_C^\gamma a_D^\delta}{a_A^\alpha a_B^\beta}
Q=aAαaBβaCγaDδQ=\frac{a_A^\alpha a_B^\beta}{a_C^\gamma a_D^\delta}
Q=aAγaBδaCαaDβQ=\frac{a_A^\gamma a_B^\delta}{a_C^\alpha a_D^\beta}

$$Q=\frac{a_C^\gamma a_D^\delta}{a_A^\alpha a_B^\beta}$$

Explication

Le quotient de réaction rapporte les activités des produits, élevées à leurs coefficients stœchiométriques, à celles des réactifs. L’expression inverse décrit le quotient associé à la réaction écrite dans le sens opposé.

32. Quelle est l’activité d’un solide pur, d’un liquide pur ou du solvant dans l’expression d’un équilibre ?

Elle vaut 1
Elle est égale à sa concentration
Elle dépend de sa masse introduite
Elle vaut 0

Elle vaut 1

Explication

Par convention thermodynamique, l’activité d’un solide pur, d’un liquide pur ou du solvant est égale à 1. Elle n’est donc pas introduite dans le quotient comme une concentration variable.

33. Quelle propriété distingue la constante d’équilibre KK du quotient de réaction QQ ?

KK mesure une concentration, tandis que QQ mesure une température
KK dépend de la composition initiale, tandis que QQ en est indépendant
KK est définie à l’équilibre et reste constante à température donnée
KK décrit un état quelconque, tandis que QQ est défini à l’équilibre

$$K$$ est définie à l’équilibre et reste constante à température donnée

Explication

La constante KK est la valeur prise par QQ à l’équilibre et dépend de la température, pas de la composition initiale. Le quotient QQ peut toutefois être calculé pour un système qui n’est pas à l’équilibre.

34. Quelle relation relie la variation d’énergie libre de réaction au quotient réactionnel et à la constante d’équilibre ?

ΔrG=RT(QK)\Delta_rG=RT\left(\frac{Q}{K}\right)
ΔrG=RTln⁡KQ\Delta_rG=RT\ln\frac{K}{Q}
ΔrG=RTln⁡QK\Delta_rG=RT\ln\frac{Q}{K}
ΔrG=ΔrG∘+RTln⁡KQ\Delta_rG=\Delta_rG^\circ+RT\ln\frac{K}{Q}

$$\Delta_rG=RT\ln\frac{Q}{K}$$

Explication

La relation thermodynamique s’écrit ΔrG=ΔrG∘+RTln⁡Q=RTln⁡QK\Delta_rG=\Delta_rG^\circ+RT\ln Q=RT\ln\frac{Q}{K}. L’expression avec K/QK/Q inverse le signe du terme logarithmique et ne convient pas à cette définition.

35. Dans quelle situation l’évolution spontanée d’un système favorise-t-elle les produits ?

Lorsque Q<KQ<K, car alors ΔrG<0\Delta_rG<0
Lorsque Q>KQ>K, car alors ΔrG=0\Delta_rG=0
Lorsque Q>KQ>K, car alors ΔrG<0\Delta_rG<0
Lorsque Q=KQ=K, car alors ΔrG>0\Delta_rG>0

Lorsque $$Q<K$$, car alors $$\Delta_rG<0$$

Explication

Si Q<KQ<K, le rapport Q/KQ/K est inférieur à 1, ce qui rend ΔrG=RTln⁡(Q/K)\Delta_rG=RT\ln(Q/K) négatif et favorise la formation des produits. Lorsque Q>KQ>K, l’évolution favorise au contraire les réactifs.

36. Comment se transforme la constante d’équilibre lorsqu’une équation chimique est inversée ?

Elle devient K2K^2
Elle devient 1K\frac{1}{K}
Elle conserve la valeur KK
Elle devient K+1K+1

Elle devient $$\frac{1}{K}$$

Explication

L’inversion de l’équation échange produits et réactifs dans l’expression de la constante, ce qui transforme KK en son inverse. La transformation KnK^n correspond, elle, à la multiplication de tous les coefficients stœchiométriques par nn.

37. Quelle relation permet de calculer quantitativement l’effet de la température sur une constante d’équilibre ?

K2−K1=ΔrH∘R(T2−T1)K_2-K_1=\frac{\Delta_rH^\circ}{R}(T_2-T_1)
ln⁡K2K1=RΔrH∘(T2−T1)\ln\frac{K_2}{K_1}=\frac{R}{\Delta_rH^\circ}(T_2-T_1)
ln⁡(K2K1)=ΔrH∘R(T1+T2)\ln(K_2K_1)=\frac{\Delta_rH^\circ}{R}(T_1+T_2)
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)

$$\ln\frac{K_2}{K_1}=\frac{\Delta_rH^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)$$

Explication

La relation de Van’t Hoff relie le rapport des constantes d’équilibre aux températures et à l’enthalpie standard de réaction. Les autres expressions ne respectent pas la forme logarithmique ni la dépendance en inverse de température requises.

38. Pour une réaction directe endothermique, que se passe-t-il lorsque la température augmente ?

La constante d’équilibre diminue et le sens inverse est favorisé.
La constante d’équilibre augmente et le sens direct est favorisé.
La constante d’équilibre reste fixe et les concentrations changent.
La réaction s’arrête progressivement lorsque la température augmente.

La constante d’équilibre augmente et le sens direct est favorisé.

Explication

Une réaction directe endothermique consomme de la chaleur ; une hausse de température favorise donc le sens direct et augmente K. Le comportement inverse correspond à une réaction directe exothermique.

39. Quelle distinction décrit correctement les rôles de Le Chatelier et de Van’t Hoff ?

Le Chatelier prévoit qualitativement le déplacement, tandis que Van’t Hoff permet de calculer la variation de K.
Le Chatelier calcule la valeur de K, tandis que Van’t Hoff identifie qualitativement le déplacement.
Le Chatelier décrit la pression, tandis que Van’t Hoff décrit les concentrations à l’équilibre.
Le Chatelier concerne les acides, tandis que Van’t Hoff concerne les bases en solution.

Le Chatelier prévoit qualitativement le déplacement, tandis que Van’t Hoff permet de calculer la variation de K.

Explication

Le principe de Le Chatelier indique dans quel sens un système réagit pour modérer une perturbation, alors que la relation de Van’t Hoff fournit une approche quantitative de K. Les deux notions ne se répartissent pas selon les domaines proposés par les autres choix.

40. Dans un équilibre gazeux, quelle évolution est favorisée lorsque la pression totale augmente ?

Le côté contenant les espèces les plus concentrées initialement.
Le côté contenant la plus grande masse molaire totale.
Le côté comportant le plus de moles de gaz.
Le côté comportant le moins de moles de gaz.

Le côté comportant le moins de moles de gaz.

Explication

Une augmentation de pression favorise le côté qui réduit le nombre total de moles gazeuses. La masse molaire, la concentration initiale ou la nature des espèces ne constituent pas le critère général demandé ici.

41. Selon Arrhenius, comment définit-on une base en solution aqueuse ?

Une substance qui forme un couple avec un acide.
Une substance qui libère des ions H+H^+.
Une substance qui libère des ions OH−OH^-.
Une substance qui capte un proton en solution.

Une substance qui libère des ions $$OH^-$$.

Explication

Pour Arrhenius, une base libère des ions hydroxydes en solution aqueuse. La capture d’un proton relève de la définition de Brønsted-Lowry, tandis que les autres choix ne donnent pas le critère d’Arrhenius.

42. Selon Brønsted-Lowry, quelle propriété caractérise un acide ?

Il reçoit un proton provenant d’une base.
Il se dissocie en ions dans toute solution.
Il libère nécessairement des ions hydroxydes.
Il peut libérer un proton.

Il peut libérer un proton.

Explication

Un acide de Brønsted-Lowry est une espèce capable de céder un proton. La réception d’un proton caractérise une base, tandis que la libération d’ions hydroxydes appartient au modèle d’Arrhenius.

43. Lorsqu’un acide cède un proton à une base appartenant à un autre couple, quelles espèces sont formées ?

Deux bases conjuguées issues des deux espèces initiales.
La base conjuguée du premier acide et l’acide conjugué de la seconde base.
L’acide conjugué du premier acide et la base conjuguée de la seconde base.
Deux acides conjugués issus des deux espèces initiales.

La base conjuguée du premier acide et l’acide conjugué de la seconde base.

Explication

Le transfert du proton transforme l’acide donneur en sa base conjuguée et la base réceptrice en son acide conjugué. Les autres combinaisons inversent ou suppriment les conséquences du transfert de proton.

44. Quelle expression définit le produit ionique de l’eau en solution idéale ?

Ke=[H3O+][OH−]K_e=\frac{[H_3O^+]}{[OH^-]}
Ke=[H3O+]+[OH−]K_e=[H_3O^+]+[OH^-]
Ke=[H3O+][OH−]K_e=[H_3O^+][OH^-]
Ke=1[H3O+][OH−]K_e=\frac{1}{[H_3O^+][OH^-]}

$$K_e=[H_3O^+][OH^-]$$

Explication

Le produit ionique de l’eau est le produit des concentrations en ions oxonium et hydroxyde. Un rapport, une somme ou l’inverse de ce produit ne correspondent pas à la définition de KeK_e.

45. À 25 °C, quelles sont les concentrations en ions oxonium et hydroxyde dans l’eau pure ?

[H3O+]=[OH−]=10−7 mol.L−1[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-7}\,mol.L^{-1}
[H3O+]=10−14 mol.L−1[H_3O^+]=10^{-14}\,mol.L^{-1} et [OH−]=1 mol.L−1[OH^-]=1\,mol.L^{-1}
[H3O+]=1 mol.L−1[H_3O^+]=1\,mol.L^{-1} et [OH−]=10−14 mol.L−1[OH^-]=10^{-14}\,mol.L^{-1}
[H3O+]=[OH−]=10−1 mol.L−1[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-1}\,mol.L^{-1}

$$[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-7}\,mol.L^{-1}$$

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les deux concentrations sont égales et valent 10−7 mol.L−110^{-7}\,mol.L^{-1}, ce qui donne Ke=10−14K_e=10^{-14}. Les autres couples de valeurs ne satisfont pas cette égalité ni le produit ionique correspondant.

46. Quelle expression donne le pH d’une solution idéale ?

pH=log⁡[H3O+]pH=\log[H_3O^+]
pH=−log⁡[H3O+]pH=-\log[H_3O^+]
pH=−log⁡[OH−]pH=-\log[OH^-]
pH=−log⁡KapH=-\log K_a

$$pH=-\log[H_3O^+]$$

Explication

En solution idéale, le pH est le logarithme décimal négatif de la concentration en ions oxonium. Le logarithme de la concentration en hydroxyde décrit une autre grandeur, tandis que −log⁡Ka-\log K_a correspond au pKapK_a.

47. Comment évoluent la force d’un acide et celle de sa base conjuguée lorsque KaK_a de l’acide augmente ?

Les deux espèces deviennent plus fortes dans la même proportion.
La force de l’acide reste fixe et celle de la base conjuguée augmente.
L’acide devient plus faible et sa base conjuguée devient plus forte.
L’acide devient plus fort et sa base conjuguée devient plus faible.

L’acide devient plus fort et sa base conjuguée devient plus faible.

Explication

La force acide augmente avec KaK_a, tandis que la base conjuguée est d’autant plus faible que son acide est fort. Une augmentation de KaK_a entraîne donc des évolutions opposées pour les deux partenaires du couple.

48. Quelle association caractérise une solution tampon efficace ?

Un acide fort et une base forte à des concentrations proches
Un acide faible et sa base conjuguée à des concentrations proches
Un acide fort et sa base conjuguée à des concentrations proches
Un acide faible et une base forte à des concentrations proches

Un acide faible et sa base conjuguée à des concentrations proches

Explication

Une solution tampon repose sur un couple acide-base faible conjugué, présent dans des proportions relativement proches. Une solution contenant un acide fort ne constitue pas, à elle seule, un tampon efficace.

49. Que se passe-t-il généralement lorsqu’une quantité modérée d’acide est ajoutée à une solution tampon ?

Le pH devient neutre grâce à la dissociation complète du solvant
Le pH diminue fortement parce que le couple conjugué est absent
Le pH ne varie que faiblement grâce à la réaction du couple conjugué
Le pH augmente fortement parce que l’acide ajouté est dilué

Le pH ne varie que faiblement grâce à la réaction du couple conjugué

Explication

Le couple acide-base conjugué absorbe une partie de l’acide ajouté, ce qui limite la variation du pH. Une variation fortement acide correspondrait plutôt à une solution dépourvue de capacité tampon suffisante.

50. Dans un tampon constitué d’un acide faible AHAH et de sa base conjuguée A−A^-, quelle relation permet d’estimer le pH ?

pH=Ka+log⁡[A−][AH]pH=K_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}
pH=pKa+log⁡[AH][A−]pH=pK_a+\log\frac{[AH]}{[A^-]}
pH=pKa+log⁡[A−][AH]pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}
pH=pKa−log⁡[A−][AH]pH=pK_a-\log\frac{[A^-]}{[AH]}

$$pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[AH]}$$

Explication

L’équation de Henderson-Hasselbalch relie le pH au pKapK_a et au logarithme du rapport entre la base conjuguée et l’acide faible. Inverser ce rapport ou remplacer pKapK_a par KaK_a modifie incorrectement la relation.

51. Dans un tampon acide carboxylique/carboxylate, quelle réaction prédomine après l’ajout d’ions H3O+H_3O^+ ?

Le carboxylate capte les ions H3O+H_3O^+ et forme l’acide carboxylique
Le carboxylate consomme les ions OH−OH^- et forme l’acide carboxylique
L’acide carboxylique capte les ions H3O+H_3O^+ et forme le carboxylate
L’eau transforme les ions H3O+H_3O^+ en ions OH−OH^- sans réaction du tampon

Le carboxylate capte les ions $$H_3O^+$$ et forme l’acide carboxylique

Explication

La base conjuguée carboxylate neutralise les ions H3O+H_3O^+ en se protonant pour former l’acide carboxylique. L’acide faible intervient plutôt lors de l’ajout d’ions OH−OH^-, qu’il consomme en formant sa base conjuguée.

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Qu'est-ce qu'un système thermodynamique ?

La partie de l’univers prise en considération, séparée par une paroi.

Qu'est-ce qui distingue une variable intensive d'une variable extensive ?

Une variable intensive est indépendante de la quantité de matière, une extensive lui est proportionnelle.

Quelles sont des exemples de variables intensives en thermodynamique ?

La pression, la température, la concentration, la fraction molaire et la masse volumique.

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