QCM : Thermodynamique générale et chimique — 24 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quel objet d’étude caractérise principalement la thermodynamique ?

Les échanges d’énergie entre un système et le milieu extérieur
La structure électronique des atomes constituant le système
La vitesse de transformation des réactifs en produits
La classification des éléments selon leur masse atomique

Les échanges d’énergie entre un système et le milieu extérieur

Explication

La thermodynamique étudie les lois qui régissent les échanges d’énergie entre un système et son milieu extérieur. La vitesse de réaction relève plutôt de la cinétique chimique, et non de l’objet central de la thermodynamique.

2. Quelle distinction décrit correctement la thermodynamique chimique et la cinétique ?

La thermodynamique décrit les mécanismes, tandis que la cinétique calcule l’énergie échangée
La thermodynamique analyse les collisions, tandis que la cinétique prévoit le sens d’évolution
La thermodynamique prévoit le sens et l’énergie, tandis que la cinétique prévoit la vitesse
La thermodynamique mesure la vitesse, tandis que la cinétique détermine les proportions à l’équilibre

La thermodynamique prévoit le sens et l’énergie, tandis que la cinétique prévoit la vitesse

Explication

La thermodynamique chimique prévoit le sens d’une réaction, les proportions à l’équilibre et l’énergie échangée, tandis que la cinétique traite sa vitesse. Confondre ces domaines revient à attribuer à la thermodynamique l’étude de la rapidité de transformation.

3. Quelle association entre les principes de la thermodynamique et leur rôle est correcte ?

Le premier concerne l’état au zéro absolu, le deuxième les échanges d’énergie et le troisième la vitesse des réactions
Le premier concerne la conservation de l’énergie, le deuxième le sens naturel des transformations et le troisième l’état au zéro absolu
Le premier concerne la vitesse des réactions, le deuxième l’équilibre chimique et le troisième la conservation de l’énergie
Le premier concerne le sens naturel des transformations, le deuxième la conservation de l’énergie et le troisième les échanges de matière

Le premier concerne la conservation de l’énergie, le deuxième le sens naturel des transformations et le troisième l’état au zéro absolu

Explication

Le premier principe exprime la conservation de l’énergie, le deuxième indique la direction naturelle des transformations et le troisième concerne l’état d’un corps au zéro absolu. La confusion la plus courante consiste à attribuer au premier principe le sens d’évolution, qui relève du deuxième.

4. Comment définit-on un système thermodynamique dans l’étude d’une transformation ?

La frontière matérielle qui sépare deux régions sans inclure la transformation observée
La totalité de l’Univers considérée sans distinction entre la région étudiée et son extérieur
La partie de l’Univers délimitée par une frontière réelle ou fictive où s’effectue la transformation étudiée
L’ensemble du milieu extérieur qui fournit de la matière et de l’énergie à la transformation étudiée

La partie de l’Univers délimitée par une frontière réelle ou fictive où s’effectue la transformation étudiée

Explication

Un système thermodynamique est la partie de l’Univers choisie pour l’étude et délimitée par une frontière réelle ou fictive. Le milieu extérieur correspond au reste de l’Univers, il ne constitue donc pas le système étudié.

5. Quel type de système échange de la matière et de l’énergie avec son environnement ?

Un système isolé
Un système fermé
Un système ouvert
Un système adiabatique

Un système ouvert

Explication

Un système ouvert échange à la fois de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur. Un système fermé échange de l’énergie sans matière, tandis qu’un système isolé n’échange ni matière ni énergie.

6. Une grandeur possède-t-elle la propriété de fonction d’état lorsque sa variation entre deux états dépend de quoi ?

De la succession précise des opérations reliant les deux états considérés
De l’état initial et de l’état final, indépendamment du chemin suivi
De la quantité de chaleur transférée pendant chaque étape du parcours
De la durée de la transformation et des échanges intermédiaires réalisés

De l’état initial et de l’état final, indépendamment du chemin suivi

Explication

La variation d’une fonction d’état est déterminée par l’état initial et l’état final, sans dépendre du chemin suivi. La chaleur et le travail, au contraire, dépendent du chemin de transformation et ne sont pas des fonctions d’état.

7. Quelle relation permet de relier la pression, le volume, la quantité de matière et la température d’un gaz parfait ?

PV=n+RTPV=n+RT
PV=nRTPV=nRT
P+V=nRTP+V=nRT
P=nV+RTP=nV+RT

$$PV=nRT$$

Explication

La relation d’état d’un gaz parfait est PV=nRTPV=nRT, où PP est la pression, VV le volume, nn la quantité de matière et TT la température absolue. Les autres expressions ne correspondent pas à la loi des gaz parfaits.

8. Comment calcule-t-on la pression totale d’un mélange de gaz parfaits ?

En divisant le volume total par la quantité totale de matière
En utilisant la pression partielle du constituant majoritaire
En soustrayant la pression partielle du constituant minoritaire
En additionnant les pressions partielles de tous les constituants

En additionnant les pressions partielles de tous les constituants

Explication

Pour un mélange de gaz parfaits, la pression totale vérifie P=∑iPiP=\sum_i P_i, c’est-à-dire la somme des pressions partielles. Elle ne se réduit pas à la pression d’un seul constituant, même si celui-ci est majoritaire.

9. Quel changement d’état transforme un gaz en liquide ?

La désublimation
La liquéfaction
La vaporisation
La sublimation

La liquéfaction

Explication

La liquéfaction correspond au passage d’un gaz à l’état liquide. La vaporisation décrit le passage inverse, tandis que la sublimation et la désublimation concernent respectivement les passages entre solide et gaz.

10. Pour un système fermé recevant simultanément du travail et de la chaleur, quelle relation exprime le premier principe de la thermodynamique ?

ΔU=W−Q\Delta U=W-Q
ΔU=U2+U1\Delta U=U_2+U_1
ΔU=Q−W\Delta U=Q-W
ΔU=W+Q\Delta U=W+Q

$$\Delta U=W+Q$$

Explication

Le premier principe indique que la variation d’énergie interne est la somme du travail et de la chaleur reçus par le système. L’énergie interne est une fonction d’état, contrairement au travail et à la chaleur, qui dépendent du chemin suivi.

11. Un système passe de l’état 1 à l’état 2 ; comment exprimer la variation de son énergie interne ?

ΔU=U1−U2\Delta U=U_1-U_2
ΔU=U1+U2\Delta U=U_1+U_2
ΔU=U2U1\Delta U=\frac{U_2}{U_1}
ΔU=U2−U1\Delta U=U_2-U_1

$$\Delta U=U_2-U_1$$

Explication

La variation d’énergie interne est la différence entre sa valeur finale et sa valeur initiale. La relation ne dépend pas du chemin suivi, car l’énergie interne est une fonction d’état.

12. Lors d’une compression d’un gaz, le volume diminue ; quel signe prend alors le travail des forces de pression reçu par le système ?

Il est positif, car la pression extérieure devient négative.
Il est positif, car dV<0dV<0 dans δW=−Pext dV\delta W=-P_{ext}\,dV.
Il est négatif, car la pression extérieure fournit un travail au gaz.
Il est nul, car le volume initial et final sont différents.

Il est positif, car $$dV<0$$ dans $$\delta W=-P_{ext}\,dV$$.

Explication

Pendant une compression, la variation de volume est négative et la pression extérieure est positive, donc −PextdV-P_{ext}dV est positif. La réponse négative correspondrait plutôt à une détente, au cours de laquelle le système fournit du travail.

13. Quelle définition thermodynamique de l’enthalpie est correcte ?

H=UPVH=\frac{U}{PV}
H=P+V−UH=P+V-U
H=U−PVH=U-PV
H=U+PVH=U+PV

$$H=U+PV$$

Explication

L’enthalpie est définie comme la somme de l’énergie interne et du produit pression-volume. Elle ne se confond donc pas avec UU, puisqu’elle inclut le terme PVPV.

14. Dans une transformation à pression constante et sous équilibre mécanique, quelle grandeur est égale à la chaleur échangée ?

Le produit pression-volume, QP=PVQ_P=PV
La variation d’énergie interne, QP=ΔUQ_P=\Delta U
Le travail reçu, QP=WQ_P=W
La variation d’enthalpie, QP=ΔHQ_P=\Delta H

La variation d’enthalpie, $$Q_P=\Delta H$$

Explication

À pression constante sous équilibre mécanique, la chaleur échangée est égale à la variation d’enthalpie. La relation QV=ΔUQ_V=\Delta U s’applique, elle, aux transformations à volume constant.

15. Un système reçoit une quantité de chaleur positive au cours d’une réaction ; comment qualifier cette transformation ?

Elle est adiabatique, car le système échange de l’énergie thermique.
Elle est endothermique, car Q>0Q>0 pour le système.
Elle est isotherme, car la chaleur reçue maintient la température.
Elle est exothermique, car toute chaleur reçue diminue l’énergie du système.

Elle est endothermique, car $$Q>0$$ pour le système.

Explication

Une chaleur reçue par le système est positive et caractérise une transformation endothermique. Une transformation exothermique correspond au contraire à une chaleur perdue par le système, donc à Q<0Q<0.

16. Pour une réaction chimique, comment calculer la variation d’enthalpie standard à partir des enthalpies standard de formation ?

ΔrHT∘=∑ΔfHT∘(reˊactifs)−∑ΔfHT∘(produits)\Delta_rH^\circ_T=\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{réactifs})-\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{produits})
ΔrHT∘=∑ΔfHT∘(produits)−∑ΔfHT∘(reˊactifs)\Delta_rH^\circ_T=\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{produits})-\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{réactifs})
ΔrHT∘=∑ΔfHT∘(produits)+∑ΔfHT∘(reˊactifs)\Delta_rH^\circ_T=\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{produits})+\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{réactifs})
ΔrHT∘=∑ΔfHT∘(produits)∑ΔfHT∘(reˊactifs)\Delta_rH^\circ_T=\frac{\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{produits})}{\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{réactifs})}

$$\Delta_rH^\circ_T=\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{produits})-\sum\Delta_fH^\circ_T(\text{réactifs})$$

Explication

La variation d’enthalpie standard s’obtient en soustrayant la somme des enthalpies de formation des réactifs à celle des produits. Chaque enthalpie doit être pondérée par le coefficient stœchiométrique correspondant, et non simplement additionnée.

17. Quelle propriété décrit le mieux l’entropie d’un système ?

Une mesure directe du travail fourni par les forces de pression
Une grandeur de transfert dépendant du chemin thermique suivi
Une fonction d’état liée au désordre et aux microétats accessibles
Une énergie correspondant au produit de la pression et du volume

Une fonction d’état liée au désordre et aux microétats accessibles

Explication

L’entropie est une fonction d’état qui renseigne sur le désordre ou sur le nombre de microétats accessibles. Le travail et la chaleur sont, au contraire, des grandeurs dépendant du chemin suivi.

18. Dans un système isolé, que peut-on conclure pour une transformation spontanée irréversible ?

L’entropie reste nulle, car le système isolé n’échange pas de chaleur.
L’entropie vérifie ΔS<0\Delta S<0 lorsque la transformation est spontanée.
L’entropie diminue lorsque le nombre de microétats accessibles augmente.
L’entropie vérifie ΔS≥0\Delta S\geq 0 et ne diminue pas au cours du temps.

L’entropie vérifie $$\Delta S\geq 0$$ et ne diminue pas au cours du temps.

Explication

Le second principe impose, pour une transformation spontanée irréversible dans un système isolé, une variation d’entropie positive ou nulle. L’absence d’échange avec l’extérieur ne signifie pas que l’entropie reste nulle.

19. Quelle expression définit l’enthalpie libre de Gibbs et sa variation à température constante ?

G=U+TSG=U+TS et ΔG=ΔU+TΔS\Delta G=\Delta U+T\Delta S
G=H+TSG=H+TS et ΔG=ΔH+TΔS\Delta G=\Delta H+T\Delta S
G=U−TSG=U-TS et ΔG=ΔU−TΔS\Delta G=\Delta U-T\Delta S
G=H−TSG=H-TS et ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S

$$G=H-TS$$ et $$\Delta G=\Delta H-T\Delta S$$

Explication

L’enthalpie libre de Gibbs est définie par G=H−TSG=H-TS, d’où ΔG=ΔH−TΔS\Delta G=\Delta H-T\Delta S à température constante. L’expression G=U−TSG=U-TS correspond à la fonction de Helmholtz, et non à l’enthalpie libre de Gibbs.

20. À température et pression constantes, quelle condition indique qu’une transformation peut être spontanée ?

Sa variation d’enthalpie libre vérifie ΔG>0\Delta G>0.
Sa variation d’enthalpie libre vérifie ΔG≥0\Delta G\geq 0.
Sa variation d’enthalpie libre vérifie ΔG=ΔH\Delta G=\Delta H.
Sa variation d’enthalpie libre vérifie ΔG≤0\Delta G\leq 0.

Sa variation d’enthalpie libre vérifie $$\Delta G\leq 0$$.

Explication

À température et pression constantes, une transformation spontanée est associée à une variation d’enthalpie libre inférieure ou égale à zéro. Une valeur positive de ΔG\Delta G indique qu’une évolution spontanée dans ce sens n’est pas favorisée sans apport énergétique ou couplage.

21. Que signifie une valeur de ΔG=0\Delta G=0 pour une réaction à température et pression constantes ?

La réaction évolue spontanément vers les produits.
Le système est à l’équilibre.
Le système diminue son entropie sans effet sur le milieu.
La réaction nécessite un apport d’énergie pour commencer.

Le système est à l’équilibre.

Explication

Une valeur nulle de ΔG\Delta G caractérise l’équilibre du système. Une valeur négative, et non nulle, indique une évolution spontanée dans le sens considéré, tandis qu’une valeur positive signale qu’un autre phénomène doit fournir de l’énergie.

22. Comment calculer la variation d’enthalpie libre standard d’une réaction à température constante ?

ΔrGT∘=ΔrHT∘−TΔrST∘\Delta_rG^\circ_T=\Delta_rH^\circ_T-T\Delta_rS^\circ_T
ΔrGT∘=TΔrHT∘−ΔrST∘\Delta_rG^\circ_T=T\Delta_rH^\circ_T-\Delta_rS^\circ_T
ΔrGT∘=ΔrHT∘+TΔrST∘\Delta_rG^\circ_T=\Delta_rH^\circ_T+T\Delta_rS^\circ_T
ΔrGT∘=ΔrHT∘−T\Delta_rG^\circ_T=\Delta_rH^\circ_T-T

$$\Delta_rG^\circ_T=\Delta_rH^\circ_T-T\Delta_rS^\circ_T$$

Explication

La variation d’enthalpie libre standard se déduit de l’enthalpie standard et de l’entropie standard selon ΔrGT∘=ΔrHT∘−TΔrST∘\Delta_rG^\circ_T=\Delta_rH^\circ_T-T\Delta_rS^\circ_T. L’enthalpie standard seule ne suffit donc pas à prévoir la spontanéité lorsque la contribution entropique est importante.

23. Une réaction possède une constante d’équilibre K(T)>1K(T)>1. Quelle relation permet de relier cette information à son enthalpie libre standard ?

ΔrG∘(T)=−Rln⁡(K(T)/T)\Delta_rG^\circ(T)=-R\ln\bigl(K(T)/T\bigr), donc ΔrG∘(T)=0\Delta_rG^\circ(T)=0.
ΔrG∘(T)=−RTln⁡K(T)\Delta_rG^\circ(T)=-RT\ln K(T), donc ΔrG∘(T)<0\Delta_rG^\circ(T)<0.
ΔrG∘(T)=Tln⁡(K(T)/R)\Delta_rG^\circ(T)=T\ln\bigl(K(T)/R\bigr), donc ΔrG∘(T)>0\Delta_rG^\circ(T)>0.
ΔrG∘(T)=RTln⁡K(T)\Delta_rG^\circ(T)=RT\ln K(T), donc ΔrG∘(T)>0\Delta_rG^\circ(T)>0.

$$\Delta_rG^\circ(T)=-RT\ln K(T)$$, donc $$\Delta_rG^\circ(T)<0$$.

Explication

La relation fondamentale est ΔrG∘(T)=−RTln⁡K(T)\Delta_rG^\circ(T)=-RT\ln K(T). Comme K(T)>1K(T)>1 implique ln⁡K(T)>0\ln K(T)>0, l’enthalpie libre standard est négative, ce qui correspond à une position d’équilibre favorable aux produits.

24. Quelle démarche permet de prévoir le sens d’évolution spontanée d’un système chimique ?

Calculer ΔS\Delta S, déterminer la pression, puis conclure sur la constante de vitesse.
Calculer ΔH\Delta H, comparer les masses, puis conclure sur la composition finale.
Calculer KK, ignorer le signe de ΔG\Delta G, puis conclure sur la vitesse de réaction.
Calculer ΔG\Delta G, examiner son signe, puis conclure sur l’évolution ou l’équilibre.

Calculer $$\Delta G$$, examiner son signe, puis conclure sur l’évolution ou l’équilibre.

Explication

La prévision thermodynamique consiste à calculer ΔG\Delta G et à interpréter son signe pour déterminer le sens spontané ou l’équilibre. La constante KK renseigne plutôt sur la position d’équilibre, tandis que la vitesse de réaction relève de la cinétique.

Révisez avec les flashcards

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Que décrit la thermodynamique ?

Les lois des échanges d’énergie entre un système et le milieu extérieur.

Que prévoit la thermodynamique chimique ?

Le sens d’une réaction, les proportions à l’équilibre et l’énergie échangée.

Que mesure la cinétique chimique ?

La vitesse de réaction.

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