QCM : Thermostatique des fluides (40 questions)

Explication

La thermodynamique étudie les transformations de l’énergie dans les systèmes. La mécanique statistique renvoie à une description microscopique, la thermométrie concerne la mesure de la température et la mécanique classique étudie notamment le mouvement et les forces.

Explication

L’approche macroscopique décrit le système par des variables globales comme la pression, le volume, la température et la masse. L’approche microscopique s’appuie sur le mouvement et les interactions des particules; les autres réponses ne désignent pas la distinction décrite.

Explication

La température est liée au degré d’agitation thermique de la matière. La pression, la quantité de matière et le volume sont d’autres grandeurs qui ne définissent pas ce lien.

Explication

Le zéro absolu vaut 0 K, soit environ −273 °C. 0 °C correspond approximativement à 273 K, tandis que 100 °C est bien au-dessus du zéro absolu.

Explication

Après un contact suffisamment long, les corps évoluent vers l’équilibre thermique, où le transfert thermique net cesse. Le transfert net caractérise plutôt l’évolution avant cet état, et l’équilibre thermique n’implique pas l’arrêt de l’agitation des particules.

Explication

Le principe zéro établit que deux corps en équilibre thermique avec un même troisième corps sont en équilibre thermique entre eux et ont la même température. Un transfert net ne caractérise pas cet équilibre, et la composition ou la pression n’est pas la conclusion du principe.

Explication

La pression est une grandeur intensive associée à l’action normale exercée par un fluide sur une surface. L’action tangentielle confond direction de la force et pression, la dépendance à la taille contredit son caractère intensif, et la quantité de matière est une autre grandeur.

Explication

La pression se calcule par $p=F/S$, donc $120/3=40\,\text{Pa}$. $360\,\text{Pa}$ résulte d’une multiplication, tandis que les petites valeurs proposées proviennent d’une inversion ou d’une erreur de calcul du quotient.

Explication

Un système thermodynamique est une portion de matière délimitée par rapport au milieu extérieur. Le milieu extérieur, une frontière prise seule et une variable d’état désignent des notions différentes.

Explication

Un système ouvert échange matière et énergie avec l’extérieur. Un système fermé n’échange pas de matière, tandis qu’un système isolé n’échange ni matière ni énergie ; la matière fixe ne correspond donc pas au cas décrit.

Explication

Une grandeur extensive dépend de la taille du système et est additive : la masse des deux échantillons se somme. L’indépendance vis-à-vis de la taille caractérise une grandeur intensive, et l’absence d’additivité ne convient pas à la masse.

Explication

À partir de $PV=nRT$, on isole la quantité de matière : $n=PV/(RT)$. Omettre $R$ ou $T$ modifie l’équation, et inverser le rapport place incorrectement les grandeurs.

Explication

La variation d’une fonction d’état est fixée par les états initial et final, indépendamment du chemin. La dépendance à la trajectoire caractérise plutôt le travail et la chaleur ; la valeur finale seule ou une constance durant la transformation ne définit pas une fonction d’état.

Explication

Pour les mêmes états initial et final, $\Delta U=U_2-U_1$ est unique, tandis que $W_{12}$ et $Q_{12}$ peuvent varier avec le chemin. L’unicité du travail ou de la chaleur attribue à ces échanges une propriété qu’ils n’ont pas, et l’unicité de tous les termes confond fonction d’état et échanges dépendant du chemin.

Explication

Une transformation monobare maintient constante la pression extérieure, même si la pression du système varie. L’isobare impose la constance de la pression du système, l’isochore celle du volume et l’isotherme celle de la température du système.

Explication

Une transformation monotherme maintient constante la température extérieure $T_0$, alors que la température du système peut varier. L’isotherme porte sur la température du système ; l’isochore concerne le volume et l’isobare la pression du système.

Explication

Une transformation adiabatique vérifie $Q=0$ : aucun échange de chaleur n’a lieu. Une température constante caractérise une transformation isotherme, un volume constant une isochore et une pression constante une isobare.

Explication

À volume constant, la transformation est isochore et la loi de Charles donne $P/T=\text{constante}$. $PV=\text{constante}$ correspond à l’isotherme, tandis que $V/T=\text{constante}$ correspond à l’isobare.

Explication

À pression et température données, la loi d’Avogadro-Ampère indique que le volume ne dépend ni de la nature du gaz ni de sa masse molaire. Le choix fondé sur la masse molaire ou la nature chimique introduit une dépendance absente de cette loi; des volumes égaux n’impliquent pas des masses égales.

Explication

Le gaz parfait est un modèle suffisamment dilué où les molécules sont assimilées à des masses ponctuelles, leurs interactions sont négligées et la pression est liée à leurs chocs sur les parois. L’option fondée sur les interactions, celle qui attribue un volume étendu aux molécules et celle qui invoque une attraction contredisent ces hypothèses.

Explication

En isotherme, le travail reçu vaut $W=-nRT\ln(V_2/V_1)$; avec les volumes indiqués, il s’écrit $-nRT\ln(6/2)$. Le signe positif néglige la convention du travail reçu, le rapport inversé change le signe du logarithme et le rapport direct remplace à tort le logarithme.

Explication

Avec cette convention, le travail reçu par le système est positif; lors d’une détente, le gaz peut fournir du travail à l’extérieur et le travail reçu est alors négatif. Le signe positif confond travail fourni et travail reçu, tandis qu’un volume qui change n’implique pas un travail nul.

Explication

Le premier principe exprime la conservation de l’énergie : l’énergie d’un système isolé reste constante. Une variation d’énergie interne par échange concerne un système non isolé, tandis que la température n’est pas la grandeur conservée par ce principe.

Explication

La relation est $\Delta U=Q+W$, avec le travail reçu positif. Le système fournit 35 J, donc $W=-35\,\text{J}$ et $\Delta U=120-35=85\,\text{J}$ ; 155 J traite le travail fourni comme reçu, et les valeurs négatives inversent le signe net.

Explication

La chaleur désigne un transfert d’énergie provoqué par une différence de température, alors que l’énergie interne est une fonction d’état du système. La confondre avec une énergie stockée, ou inverser les rôles de chaleur et d’énergie interne, ne respecte pas cette distinction.

Explication

Pour une capacité constante, $Q=mc(T_2-T_1)$. Ainsi, $Q=0{,}50\times400\times(30-20)=2\,000\,\text{J}$ ; 6 000 J emploie la température finale, 4 000 J omet la masse et −2 000 J inverse le sens de l’écart.

Explication

La chaleur latente est l’énergie nécessaire à un changement d’état à température constante dans les conditions idéalisées considérées. La chaleur sensible accompagne une variation de température, tandis que l’énergie interne est une fonction d’état et non une chaleur échangée.

Explication

Le travail volumétrique élémentaire est le produit de la pression par la variation de volume, avec un signe négatif selon la convention retenue. L’expression positive omet ce signe, le quotient inverse les grandeurs et l’expression avec $dU$ confond volume et énergie interne.

Explication

Lors d’une détente, $dV>0$ et le travail volumétrique est négatif : le système fournit du travail au milieu extérieur. L’interprétation comme travail reçu inverse le sens du transfert, la diminution de volume décrit une compression et les propositions sur la chaleur confondent deux modes d’échange.

Explication

L’enthalpie est une fonction d’état exprimée en joules et définie par $H=U+PV$. Le signe moins modifie la définition, $PV$ seul omet l’énergie interne et le pascal est une unité de pression, non d’enthalpie.

Explication

Pour un système fermé dont le seul travail est le travail de pression-volume, la relation élémentaire est $dH=\delta Q+V\,dP$. L’expression sans terme mécanique l’omet, celle avec $P\,dP$ substitue la pression au volume et $-P\,dV$ représente le travail volumétrique.

Explication

À volume constant, $dV=0$, donc le travail est nul et la chaleur échangée correspond à la variation d’énergie interne : celle-ci augmente de 18 kJ. Une variation nulle néglige la chaleur reçue, une diminution en inverse le signe et l’enthalpie correspond à la relation isobare.

Explication

En transformation isobare, $dP=0$ et la relation de l’enthalpie devient $dH=\delta Q$. L’égalité avec $dU$ concerne l’isochore, le travail volumétrique n’est pas assimilé à la chaleur et la pression constante implique $dP=0$.

Explication

L’équation d’état du gaz parfait est $PV=nRT$ ; isoler la pression donne $P=\frac{nRT}{V}$. L’inversion de pression et volume conduit à $P=\frac{V}{nRT}$, l’oubli de $n$ à $P=\frac{RT}{V}$, et le placement de la température au dénominateur à $P=\frac{nR}{VT}$.

Explication

Le critère de totalité exacte impose l’égalité des dérivées croisées, soit $\frac{\partial M}{\partial y}=\frac{\partial N}{\partial x}$. L’égalité des dérivées directes compare d’autres quantités, tandis que les deux autres propositions ne donnent pas le critère requis.

Explication

Une grandeur extensive dépend de la taille du système et est additive, alors qu’une grandeur intensive est indépendante de la quantité de matière. La classification inverse confond les deux notions ; attribuer le caractère extensif à la température ou le caractère intensif au volume contredit leurs critères.

Explication

Des systèmes à températures différentes ne sont pas en équilibre thermique, et un transfert thermique net peut se produire entre eux. L’absence de transfert net correspond à l’équilibre, tandis qu’un transfert de matière ne constitue pas le mécanisme thermique en question.

Explication

Une transformation réversible se caractérise par l’absence d’irréversibilités, telles que les frottements, une différence finie de température ou une détente libre. La lenteur seule ne rend pas une transformation réversible ; le contact thermique avec différence finie de température et la détente libre sont irréversibles.

Explication

Le travail de pression-volume est nul lorsque le volume reste constant, même si d’autres grandeurs comme la pression ou la température changent. Un échange thermique n’est pas en lui-même un travail, et le signe associé à une détente ne s’applique pas ici.

Explication

Pour une détente isotherme, on applique $W=-nRT\ln\left(\frac{V_f}{V_i}\right)$ ; ici, $V_f/V_i=6/2=3$, d’où $W=-nRT\ln(3)$. Le rapport inversé confond volumes final et initial, le signe positif omet le signe de la convention, et le facteur 3 sans logarithme ne respecte pas la formule.