Poly

FACULTE
de
PHARMACIE
TUTORAT UE spé BCM 2010-2011
Séance n°1 – Semaine du 07/02/2011
Chimie physique (1) : Thermodynamique
Dr. Josiane Nurit
Séance préparée par Stéphanie Bonutti, Agathe Chadelas, François Issartel,
Lucas Toreille (ATP), Alexandre Leboucher (ATM²)
QCM n°1 : Révisions sur le premier principe.
Un homme de 75 kg génère une chaleur Q = 104,33 kcal toutes les heures. Sachant
qu’une calorie vaut 4,18 joules et que sa température est de 37°C, quelle serait sa
température, un jour plus tard sans échange avec l'environnement ?
On donne une approximation de la chaleur spécifique du corps humain c = 4,185 J.g -1.K-1
a) 30° C
b) 33,3° C
c) 40° C
d) 343 K
e) 28 K
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°2 : Quelle quantité d’eau doit-il évaporer pour maintenir sa température
constante? On donne la chaleur latente de vaporisation de l’eau à 37°C: Lv = 43,7 kJ.mol-1
a) 4,3 g
b) 4,2 kg
c) 287,7 g
d) 238,7 kg
e) 2 g
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses
QCM n°3 : Quelle(s) est (sont) la (ou les) propositions(s) exactes(s) ?
a) Pour calculer la variation d’entropie lors d’une transformation avec changement d’état à
b)
c)
d)
e)
f)
température constante, on utilise la formule : ΔS = (n × Lv) / T (avec n = nombre de moles
et L = chaleur latente en J.mol-1)
L’entropie s’exprime en Joules.
L’entropie standard d’un corps pur dans son état standard est nulle.
Lorsque le désordre moléculaire augmente, ΔS est supérieur à 0.
Pour calculer ΔS lors d’une transformation au cours de laquelle seule la température varie,
on utilise la formule ΔS = n × C × ln (Ti / Tf).
Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°4 : Quelle(s) est (sont) la (ou les) propositions(s) exactes(s) ?
a) La formule mettant en relation ΔG et ΔA est ΔG = ΔA + RTΔn.
b) Lorsqu’on calcule Δn, on tient compte du nombre de moles de tous les constituants.
c) Pour déterminer le critère de spontanéité d’une réaction à volume constant, on utilise le
signe de ΔG.
d) Pour déterminer le critère de spontanéité d’une réaction à pression constante, on utilise le
signe de ΔA.
e) Si pour la réaction X à Y : ΔG (ou ΔA) > 0, X est plus stable que Y
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
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QCM n°5 : Quelle(s) est (sont) la (ou les) propositions(s) exactes(s) ?
a) L’enthalpie libre g d’une mole de gaz parfait à une température T sous une pression p est égale à
( g°- R x T x ln p ) et s’exprime en J.mol-1.
b) L’enthalpie libre standard de formation d’un composé pris dans sa forme stable est nulle.
c) Une réaction est dite spontanée lorsque ΔH < TΔS.
d) La connaissance de la variation d’enthalpie libre standard d’un équilibre chimique à une température T permet de calculer la constante d’équilibre.
e) Soit une réaction totale αA  βB. Si A et B sont pris en solution, alors on peut écrire la relation
suivante : ∆Gr = ∆Gr° + R × T × ln ([B]β / [A]α).
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°6 : Déterminer, à T = 298 K et dans des conditions isobares, la variation
d’enthalpie libre ΔGr de la réaction :
I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g)
A cette température : I2 est solide et HI gazeux
S(I2) gazeux = 116,15 J.mol-1.K-1
S(H2) gazeux= 130,6 J.mol-1.K-1
S(HI) gazeux = 206,5 J.mol-1.K-
∆HF(HI) = 25,9 kJ.mol-1
Ls (I2) = 62,2 kJ.mol-1
a) -10.4 kJ.mol-1 b) 50 kJ
c) -59,94 kJ.mol-1
d) 119,88 kJ
a)
b)
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
e) -59,94 kJ
QCM n°7 : On considère la réaction de formation de l’ozone à partir de l’oxygène
moléculaire, à température ambiante (T = 298 K) et à pression constante (1 atm).
3/2 O2(g) → O3(g)
On donne : ΔH°f (O3 gazeux) = + 142,7 kJ.mol-1
S° (O3 gazeux)
= + 238,8 J.K-1.mol-1
S° (O2 gazeux)
= + 205,0 J.K-1.mol-1
Concernant cette réaction, choisir la ou les propositions exactes.
a) Les signes de ΔH° et de ΔS° traduisent respectivement le caractère endothermique de la réaction
et
b)
c)
d)
e)
l’augmentation du désordre moléculaire associée à la réaction.
La variation d’enthalpie libre standard ΔG° de la réaction est +122,2 kJ.
La variation d’enthalpie libre standard ΔG° de la réaction est +163,2 kJ.
Il existe une température limite pour laquelle la réaction devient spontanée.
La réaction de formation de l’ozone nécessitera toujours un apport d’énergie du milieu extérieur.
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°8 : Déterminer l’enthalpie libre standard de formation de CO (g), sachant que
l’enthalpie libre de formation du dioxyde de carbone vaut - a.kJ.mol -1 et que l’enthalpie
libre de combustion ΔGR du monoxyde de carbone vaut - b.kJ.mol-1.
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2 (g)
a) (b-a)/2
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b) b-2a
c) (b-2a)/2
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d) 2b-a
e) (2b-2a)/2
f) Autre réponse
QCM n°9 : Soit la réaction de formation de l’ammoniac gazeux (NH 3) à partir du diazote
et du dihydrogène.
On donne à T = 298 K : ΔH°R = - 46 kJ.mol-1 et ΔS°R = - 198 J.mol-1.K-1 .
On considère les variations d’enthalpie et d’entropie constantes dans l’intervalle de
température considéré
a) La réaction est endothermique dans le sens 1.
b) La réaction sera spontanée dans le sens de la formation de l’ammoniac.
c) La réaction ne sera pas spontanée dans le sens de la formation de l’ammoniac.
d) La réaction sera spontanée dans le sens 1 pour toutes températures supérieures à 232 K.
e) La réaction sera en équilibre pour une température égale à 232 K.
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°10 : Calculez l’enthalpie libre de la réaction suivante en supposant connues les
variations d’enthalpie libre notées ΔG1, ΔG2 et ΔG3.
CO(g) + 2H2 (g) → CH3OH (l)
CH3OH(l) + 3/2 O2(g)
→
CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔG1
CO(g) + ½ O2(g)
→
CO2(g)
ΔG2
H2 (g) + ½ O2(g)
→
H2O
ΔG3
a)
b)
c)
d)
e)
f)
ΔGR = 2 ΔG2 + ΔG3 - ΔG1
ΔGR = ΔG2 + 2 ΔG3 + ΔG1
ΔGR = ΔG2 + 2 ΔG3 - ΔG1
ΔGR = - ΔG2 - ΔG3 + 2ΔG1
ΔGR = - 2 ΔG2 - 2 ΔG3 + ΔG1
Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM n°11 : Le peroxyde d’azote N2O4 se dissocie partiellement selon la réaction
suivante :
N2O4 (g)

2 NO2 (g)
On donne :
N2O4
ΔGf° (kJ.mol-1)
ΔHf° (kJ.mol-1)
S° (J.mol-1.K-1)
97,82
9,16
304,18
NO2
53,30
35,20
239,95
a) Le désordre moléculaire augmente.
b) A T = 25 °C, cette dissociation est thermodynamiquement possible à volume constant.
c) A T = 25 °C, cette dissociation est thermodynamiquement possible à pression constante.
d) A volume constant, cette réaction est thermodynamiquement possible au dessus de 334,4 K.
e) Cette réaction est spontanée quelle que soit la température.
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
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QCM n°12 : Soit un mélange gazeux de diazote à 310 K. On considère la détente
isotherme de ce gaz supposé parfait, dont la pression totale passe de 10 atm à 5 atm.
Valeur de la constante des gaz parfaits: R = 8,31 J.mol -1.K-1
a) Dans ces conditions, le volume gazeux est inversement proportionnel à la pression.
b) La variation de potentiel chimique Δμ de N2 est de +1,79 kJ.mol-1
c) La variation de potentiel chimique Δμ de N2 est de -1,79 kJ.mol-1
d) La variation de potentiel chimique Δμ de N2 est de +2,53 kJ.mol-1
e) Le potentiel chimique μ d'un constituant correspond à l'enthalpie libre qui serait échangée pour la
transformation d'une mole de ce constituant à température et pression constante.
f) Toutes les propositions précédentes sont fausses.
QCM N°13 : On transforme 100 g de glace à -20°C en vapeur à 100°C
On donne : L’enthalpie molaire de fusion de la glace : ∆Hf = 6019,2 J.mol-1
L’enthalpie molaire de vaporisation de l’eau : ∆Hv = 40600 J.mol-1
La chaleur spécifique de la glace : cs = 2,09 J.K-1.g-1
La chaleur spécifique de l’eau : cl = 4,18 J.K-1.g-1
Constante des gaz parfaits : R = 8,31 J.mol -1.K-1
a)
kJ. K
Lorsque la température varie de -20°C à 0°C, la variation d’entropie est égale à 15,9
-1
b)
Lorsque la température varie de 0°C à 100°C, la variation d’entropie est égale à
130,46 J. K-1.
c)
Lorsque l’on passe de l’état solide à l’état liquide, la variation d’entropie est égale à
216,45 J. K-1.
d)
Lorsque l’on passe de l’état solide à l’état liquide, la variation d’entropie est égale
122,36 J. K-1
e)
La variation d’entropie totale au cours de cette transformation est de 872,83 J.K-1.
f)
Toutes les propositions précédentes sont fausses.
Exercice :
a)
Calculer ΔG° pour l’oxydation de l’acide lactique (CH3CHOHCOOH).
On donne :
(1)C6H12O6 → 2 CH3CHOHCOOH
ΔG°(1) = -217,6 kJ.mol-1
(2)C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
ΔG°(2) = -2870,9 kJ.mol-1
b)
Connaissant les valeurs de ΔG° pour les réactions (1’) et (2’), calculer la
variation d’enthalpie libre standard ΔG° de l’hydrolyse de l’ATP (3’).
(1’) ATP + glucose → ADP + glucose-6-phosphate
ΔG°(1’) = - 21 kJ.mol -1
(2’) glucose + phosphate → glucose-6-phosphate + H 2O
ΔG°(2’) = + 13,81 kJ.mol -1
(3’) ATP + H2O → ADP + phosphate
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c)
Connaissant ΔG° pour l’oxydation de l’acide lactique et ΔG°(3’) pour
l’hydrolyse de l’ATP en ADP, calculer le nombre de moles d’ATP qui peuvent être
produites par oxydation d’une mole d’acide lactique (40% seulement de l’enthalpie
libérée par l’oxydation sont utilisés dans la formation de l’ATP).
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