QCM Chimie Generale. [PDF]

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QCM CHIMIE GENERALE Structures nucléaires et atomiques 1. Indiquer la (les) proposition exacte (s) a. Le nombre de masse d’un atome représente son nombre de nucléons b. Les isotopes du même élément ont des nombres différents d’électrons, de protons et de neutrons. c. Le noyau d’un anion est chargé positivement. d. Le numéro atomique d’un atome représente son nombre de nucléons e. Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est toujours égal au nombre de nucléons 2. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Les masses du proton et du neutron sont du même ordre de grandeur. b. Les électrons font partie des nucléons. c. La charge du proton est égale en valeur absolue à la charge de l’électron. d. Tous les isotopes d’un même élément ont le même nombre de masse. e. Un cation est un atome qui a perdu un (ou plusieurs) électron (s). 3. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Les masses du proton et du neutron sont sensiblement égales à l’unité de masse atomique (u. m. a) b. Le neutron possède une masse nulle c. Les isotopes d’un même élément sont des nucléides qui ont des numéros atomiques et des nombres de masses différents. d. La masse d’un ion est pratiquement égale à la masse de l’atome correspondant. e. La masse de l’électron est environ 2000 fois plus faible que celle d’un nucléon. 4. Soit l’atome de cobalt

. Indiquer la proposition exacte.

a. Il est constitué de 27 neutrons, 36 protons, 36 électrons. b. Il est constitué de 63 nucléons, 27 protons, 27 électrons. c. Il est constitué de 27 neutrons, 63 nucléons, 36 électrons. d. Il est constitué de 36 neutrons, 63 nucléons, 27 protons. e. Il est constitué de 27 nucléons, 36 protons, 36 électrons. 5. Soit l’atome de sodium

. Indiquer la proposition exacte.

a. Le nombre 23 représente la somme : nombre de protons + nombre d’électrons. b. Le nombre 11 représente le nombre de nucléons. c. La masse de l’atome de Na est essentiellement due à la masse des neutrons. d. La masse de l’atome est quasiment concentrée au niveau du noyau e. Le noyau de l’ion Na+ contient 12 protons 6. Soient les atomes ci-dessous. I, II, III et IV, dans leur état fondamental. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). I

II

III

IV

Nombre de protons

21

22

22

20

Nombre de masse

47

47

49

47

a. Les atomes I, II et IV sont 3 isotopes du même élément. b. Les atomes II et III sont 2 isotopes du même élément. c. Les atomes III et IV ont le même nombre de neutrons. d. Les atomes I et IV ont les mêmes propriétés chimiques. e. Les atomes II et III ont le même nombre d’électrons.

1

QCM CHIMIE GENERALE Nombres quantiques et orbitales atomiques 7. Parmi les propositions suivantes relatives aux relations entre les deux premiers nombres quantiques, indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) a. 0 < l < n+1 b. l > n-1 c. 0 < l < n-1 d. l < n+1 e. –n < l < +n 8. Parmi les triplets suivants relatifs aux nombres quantiques (n, l, m), indiquez celui qui définit un état électronique correct. a. (3, 1, 0) b. (2, 2, -1) c. (2, -1, 0) d. (1, 3, 0) e. (2, 1, -2) 9. Parmi les combinaisons suivantes relatives aux nombres quantiques caractérisant un électron, quelle est celle qui caractérise l’électron de la couche externe du sodium 11Na a. n =2 ; l=0, m= 0, s=+1/2 b. n = 3 ; l = 1 ; m = 1 ; s=+1/2 c. n = 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 d. n = 3 ; l = 1 ; m = 0 ; s = +1/2 e. n = 3 ; l = 1 ; m = 0 ; s= -1/2 10. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s). a. Le nombre quantique secondaire l peut prendre la valeur zéro b. Trois nombres quantiques sont suffisants pour caractériser un électron c. Une orbitale atomique de type 4f est caractérisée par le nombre quantique secondaire l = 4 d. La couche électronique caractérisée par n = 2 peut contenir 18 électrons e. Le nombre maximal d’électrons que peut contenir une sous – couche de type « d » est 10. 11. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s). a. Les orbitales atomiques px, py et pz sont équivalentes en énergie. b. Il existe 14 orbitales atomiques « f » possibles pour une couche définie par le nombre quantique. principal n = 4. c. Une orbitale atomique ns est saturée quand elle contient un doublet électronique. d. Une orbitale atomique est totalement définie par 3 nombres quantiques. e. Une orbitale atomique de type « s » représente la densité de probabilité de présence de l’électron dans une sphère. 12. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. L’ensemble de nombres quantiques : n=4 ; l 1 ; m = 0, définit une orbitale atomique 4p. b. Le nombre maximum d’électrons par couche est 2n². c. Dans une sous – couche de type d, le nombre quantique magnétique prend 5 valeurs. d. Une sous – couche de type p peut contenir 10 électrons. e. Il existe 2n² orbitales atomiques sur la couche caractérisée par le nombre quantique principal n. 13. Indiquer la(les) proposition(s) exacte (s) a. Le nombre quantique principal n prend la valeur zéro b. Si deux électrons occupent la même orbitale atomique, les nombres quantiques n, l, m les caractérisant sont identiques. 2

QCM CHIMIE GENERALE c. Une sous – couche de type p est toujours définie par un nombre quantique secondaire l = 1. d. La sous – couche correspondant au nombre quantique secondaire l = 2, peut recevoir plus de 10 électrons. e. Il existe n² orbitales atomiques sur la couche caractérisée par le nombre quantique principal n. 14. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Deux électrons d’un même atome peuvent avoir 3 nombres quantiques identiques. b. Les orbitales atomiques « np » contiennent au maximum 6 électrons c. Dans un même atome, deux électrons de même spin sont obligatoirement sur des orbitales atomiques différentes. d. Dans un même atome, un ensemble de quatre nombres quantiques définit un seul électron. e. Un électron peut se trouver dans une orbitale atomique définie par la fonction ψ2,1,0 15. Soit la couche définie par le nombre quantique principal n= 4. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Il existe seulement trois types différents d’orbitales atomiques sur cette couche. b. Toutes les orbitales atomiques de cette couche ont la même énergie. c. Sur cette couche, le nombre quantique secondaire l peut prendre 4 valeurs différentes d. Cette couche peut contenir au maximum 32 électrons. e. Sur la sous – couche caractérisée par l = 2, il existe 7 orbitales atomiques. 16. A propos du modèle quantique de l’atome, Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Une orbitales atomique caractérisée par l’ensemble des nombres quantiques suivants : n = 1 ; l = 0 m = 0 est une orbitale de forme sphérique. b. La sous – couche 4f peut comporter au maximum 14 électrons. c. Le nombre quantique secondaire décrit la forme de l’orbitale d. Les orbitales atomiques de type d existent quel que soit le niveau n. e. L’ensemble des nombres quantiques suivants peut caractériser un électron situé dans une orbitale atomique de type f : n = 4 ; l = 3 ml = -2 ; s = +1/2 17. Parmi les propositions suivantes relatives au nombre d’électrons par couche, sous – couche ou orbitale, indiquer la (les) proposition (s) exacte (s). a. Le nombre maximum d’électrons par couche est 2n². b. Le nombre maximum d’électrons contenus dans les orbitales atomiques 3d est 6 électrons. c. Le nombre maximum d’électrons contenus dans la couche M (n = 3) est 18. d. Le nombre maximum d’électrons par sous – couche est 2 (2l + 1). e. Une orbitale atomique peut ne contenir qu’un seul électron. 18. Soit l’orbitale atomique 3px. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Elle est caractérisée par le nombre quantique secondaire l = 2. b. Sa géométrie est sphérique. c. Elle est caractérisée par le nombre quantique principal n = 2. d. Elle possède une orientation bien déterminée dans l’espace. e. C’est l’une des 9 orbitales atomiques caractérisées par le nombre quantique n = 3. 19. Parmi les propositions suivantes, donner le nombre maximum d’électrons pouvant être placés dans une sous – couche correspondant à l = 3. a. 2 b. 10 c. 6 d. 14 e. 8

3

QCM CHIMIE GENERALE 20. Parmi les propositions suivantes, donner le nombre maximum d’électrons pouvant posséder les nombres quantiques n = 4 et s+1/2 a. 4 b. 8 c. 16 d. 32 e. 64 Niveaux énergétiques et structures électroniques. 21. Selon la règle de Klechkowski, donner l’ordre de remplissage des sous – couches électroniques dans un atome à l’état fondamental a. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 5s 4d … b. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4 4d 4f … c. 1s 2s 2p 3s 3p s 3d 4p 5s 4d…. d. 1s 2s 2p 3s3p 4s 3d p 4d 5s … e. 1s s 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s … 22. Parmi les propositions suivantes, donner le nombre d’électrons nécessaires pour saturer les 7 premiers niveaux d’énergie : 1s, 2s, 2p… a. 28 b. 30 c. 36 d. 14 e. 15 23. Indiquer le nombre d’électrons p présents dans un atome de silicium (Z=14) à l’état fondamental. a. 2 b. 4 c.

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d. 8 e. 20 24. Indiquer le nombre et la nature des électrons non appariés de l’atome de soufre (Z=16) à l’état fondamental. a. 2 électrons s b. 1 électron s c. 2 électrons p d. 3 électrons p e. 1 électron p 25. Parmi les propositions suivantes, quel(s) est (sont) l’atome (ou les atomes) à l’état fondamental qui possède(nt) 3 électrons non appariés ? a. Na (Z=11) b. P (Z=15) c. Ca (Z=20) d. V (Z=23) e. As (Z=33) 26. Soient les atomes d’indium (In) et de krypton (Kr) à l’état fondamental dont les numéros atomiques sont respectivement de 49 et 36. Indiquer la(les) proposition(s) exacte(s) 4

QCM CHIMIE GENERALE a. In a pour configuration électronique réduite : [Kr] 5s² 5d10 5p1 b. In a pour configuration électronique : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p1 c. In possède 10 électrons s, 18 électrons p et 20 électrons d. d. In3+ a pour configuration électronique réduite : [Kr] 4d10 e. In3+ a pour configuration électronique : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d 8 27. Les atomes de manganèse (Mn) et d’argon (Ar) ont respectivement les numéros atomiques 25 et 18. Indiquer la(les) proposition(s) exacte(s) à l’état fondamental : a. Mn a pour configuration électronique réduite : [Ar] 4s² 3d5 b. Mn a pour configuration électronique : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 4d5. c. Mn possède 8 électrons s, 12 électrons p et 5 électrons d. d. Mn2+ a pour configuration électronique réduite : [Ar] 3d5 e.

Mn2+ a pour configuration électronique réduite : [Ar] 4s² 3d3

28. Parmi les structures électroniques des atomes à l’état fondamental ou des ions suivants, indiquer la(les) proposition(s) exacte(s) a. O (Z=8)

1s² 2s² 2p4

b. Sc (Z=21)

1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d1

c. Ti (Z=22)

1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 s² 3d²

d. Fe (Z=26)

1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6

e. Fe3+ (Z=26)

1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d3

29. Indiquer la configuration électronique du zinc (Z=30) à l’état fondamental. On donne Z (Ar)=18 a. [Ar] 4s² 3d10 b. [Ar] 4s² 4d8 c. [Ar] 3d10 d. [Ar] 4d10 e. [Ar] 4p6 3d6 30. Soit l’atome de molybdène à l’état fondamental : Mo (Z=42). Indiquer la(les) proposition(s) exacte(s) a. 10 électrons s, 22 électrons p, 10 électrons d b. 9 électrons s, 18 électrons p, 15 électrons d c. 8 électrons s, 24 électrons, 10 électrons d d. 12 électrons s, 22 électrons p, 8 électrons d e. 9 électrons s, 12 électrons p, 21 électrons d Classification périodique des éléments : description et propriétés 31. Sachant que l’aluminium (A) se situe sous le bore B (Z=5), dans la classification périodique, quelle est sa configuration électronique externe ?

a. 3s² 3p² b. 3s²3p1 c. 3s² 3p4 d. 2s² 2p² e. 3s² 3p3 32. Soit l’élément de numéro atomique Z=17. A quelle famille de la classification périodique des éléments appartient-il ? a. Alcalins b. Halogènes c. Gaz rare 5

QCM CHIMIE GENERALE d. Alcalino-terreux e. Métaux de transition 33. Soit le brome B (Z=35), à l’état fondamental. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Sa configuration électronique est la suivante : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d10 4s² 4p5 b. Cet élément appartient à la cinquième période de la classification périodique c. Cet élément appartient à la colonne 15 de la classification périodique d. Cet élément appartient au groupe des halogènes. e. Les nombres quantiques caractérisant l’électron célibataire de l’atome de brome peuvent être : n=4 ; l=1 ; m=+1 et s=+1/2 34. Le sélénium (Se) appartient au groupe 16 et à la quatrième période du tableau périodique. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Son numéro atomique est 32 b. Il possède dans sa couche électronique externe, 3 électrons célibataires c. Il appartient au même groupe que l’atome d’azote (7N) d. Il peut donner un ion divalent Se2+ e. C’est un élément de transition 35. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Les éléments de transition s’ionisent par perte d’électrons provenant: a. Uniquement d’une sous - couche d b. De sous – couches différant par le nombre quantique principal c. De différentes sous – couches de même nombre quantique principal d. Seulement de sous – couches de type d et f e. Seulement de sous – couches de type s. 36. Soit l’élément 24Cr dans son état fondamental. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Sa configuration électronique est : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d4 4s² b. Il appartient au groupe 6 du tableau périodique c. Il appartient à la quatrième période du tableau périodique d. C’est un élément de transition. e. Il a le même nombre d’électrons sur sa sous – couche 3d que le 25Mn. 37. Soient les éléments de la quatrième période du tableau périodique : 24Cr, 25Mn, 26Fe dans leur état fondamental. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Ces trois éléments ont deux électrons dans la sous – couche 4s b. Les atomes Cr et Mn ont le même nombre d’électrons dans la sous – couche 3d. c. Les atomes Cr et Fe ont le même nombre d’électrons célibataires. d. Ces trois atomes sont des éléments de transition. e. L’ion Mn2+ possède la même configuration électronique que l’ion Fe3+. 38. On s’intéresse à la formation des ions les plus probables pour quelques éléments : aluminium (Al) ; Baryum (Ba) Césium (Cs) ; Cuivre (Cu) ; Iode (I). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le césium (Z=55) peut donner l’ion Cs2+ b. Le baryum (Z=56) peut donner l’ion Ba2+ c. L’iode (Z=53) peut donner l’ion I2d. Il y a deux cations possibles pour le cuivre (Z=29) e. L’aluminium (Z=13) peut donner l’ion Al3+. 39. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’élément de configuration électronique [Ar] 4s² est un métal

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QCM CHIMIE GENERALE b. L’élément de configuration électronique [Ar] 4s² est un non-métal c. L’élément de configuration électronique [Ar] 3d 10 4s² 4p5 donne un corps simple liquide dans les conditions standard à 298 K. d. L’élément de configuration électronique [Ar] 4d 10 5s² 5p5 donne un corps simple gazeux dans les conditions standard à 298 K. e. Les ions Ca2+ et Ba2+ sont isoélectroniques. 40. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’élément correspondant à la configuration [Ar] 3d 8 4s² est le zinc (Z=30) b. La couche n=4 de l’élément zinc est totalement remplie. c. L’élément M dont l’ion Mn2+ a la configuration [Ar] 3d6 est le fer (Z=30) d. L’élément M ayant la configuration [Ar] 3d10 4s² 4p² est un semi-métal e. L’élément de configuration [Xe] 4f14 5d10 6s² 6p3 est un non-métal. 41. Classer par ordre croissant de taille atomique les atomes de bore (Z=5), carbone (Z=6), sodium (Z=11), aluminium (Z=13), potassium (Z=19) a. B < C < Na < Al < K b. B < C < Al < K < Na c. C < B < Al < Na < K d. C < B < Na < Al < K e. C < B < Na < K < Al 42. Classer par ordre croissant de taille les espèces de la liste suivante : 1) F- (Z=9) ; 2) Ne (Z=10) ; 3) Na+ (Z=11) ; 4) Mg2+ (Z=12) a. 1 < 2 < 3 < 4 b. 1 < 3 < 4 < 2 c. 4 < 3 < 2 < 1 d. 4 < 1 < 2 < 3 e. 1 < 2 < 4 < 3 43. Pour combien de paires d’atomes ci-dessous, le premier atome possède un rayon atomique plus petit que le second ? 7N et 15P

; 15P et 16S ; 16S et 17Cl ; 18Ar et 36Kr a. 0 b. 1 c. 2 d. 3 e. 4

44. Classer les atomes suivants par ordre d’énergie de première ionisation croissante : 3Li ; 4B, 9F, 10Ne, 11Na a. Li < B < F < Ne < Na b. Na < Ne < F < B < Li c. B < F < Ne < Na < Li d. Na < Li < B < F < Ne e. Li < Na < B < F < Ne 45. A partir des configurations électroniques suivantes, trouver l’atome possédant le potentiel d’ionisation le plus élevé (Ne=néon, Ar = argon) a. [Ne] 3s² 3p1 b. [Ne] 3s² 3p² c. [Ne] 3s² 3p3

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QCM CHIMIE GENERALE d. [Ne] 3s² 3p4 e. [Ar] 3d10 4s² 4p3 46. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Les éléments de la famille des halogènes cèdent plus facilement des électrons que ceux appartenant à la famille des alcalins b. Les éléments qui cèdent plus facilement des électrons sont les plus électronégatifs. c. Le caractère ionique de la liaison H-F de la molécule HF est plus élevé que celui de la liaison H-I de la molécule HI d. L’énergie de première ionisation augmente le long d’une période (de la gauche vers la droite du tableau périodique). e. L’affinité électronique, en valeur absolue, augmente le long d’une période (de la gauche vers la droite du tableau périodique). 47. Parmi les propositions suivantes concernant la notion d’électronégativité, indiquer la (les) proposition(s) exacte (s). a. L’électronégativité d’un élément engagé dans une liaison covalente évalue sa capacité à attirer le doublet de liaison. b. L’électronégativité des éléments augmente de gauche à droite dans une période de la classification. c. L’électronégativité des éléments augmente quand Z croît dans un groupe de la classification. d. Un potentiel d’ionisation élevé et une affinité électronique forte imposent une électronégativité élevée. e. Entre deux atomes d’électronégativité différente, la liaison est polarisée. 48. Parmi les propositions suivantes concernant l’électronégativité (χ) des différents atomes, indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On rappelle les numéros atomiques des éléments : Li (Z=3), C (Z=6), N (Z=7), O (Z=8), F (Z=9), Cl (Z=17) a. χF > χCl b. χCl > χS c. χC > χLi d. χN > χLi e. χO > χF

QCM récapitulatifs 49. Soit l’élément soufre (S : Z=16) qui possède 4 isotopes 32S, 33S, 34S et 36S. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). a. Sachant que la masse atomique expérimentale est de 32,06 g/mol, l’isotope le plus abondant naturellement est 34S.

b. L’atome de soufre possède 16 électrons et 17 protons. c. Dans son état fondamental, le soufre a une valence égale à 2 d. Le soufre est plus électronégatif que le fluor. e. L’anion divalent S2- a une configuration électronique plus stable que l’atome de soufre dans son état fondamental. 50. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). Dans la classification périodique représentée ci-dessous : a. A est un élément qui peut former un anion porteur d’une charge unique. b. B est l’élément le plus électronégatif selon l’échelle de Mulliken. c. C est un élément qui possède seulement les couches K (n=1), et L (n=2) saturées. d. D est un atome de la 4ème période donnant un cation monovalent. e. E est un élément qui possède seulement 3 sous – couches saturées.

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QCM CHIMIE GENERALE A B

D

E

C

51. Le molybdène (Mo) appartient au groupe 6 et à la 5ème période de la classification périodique. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s). a. Sa structure électronique est : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d6 4s² b. Sa structure électronique est : [Kr] 3d5 4s1 c. Son numéro atomique Z est égal à 42. d. La combinaison des nombres quantiques suivante peut être attribuée à un électron du molybdène dans son état fondamental : n=3 ; l=2 ; m=-1 ; s=+1/2 e. Le molybdène appartient au groupe des alcalino-terreux. 52. On s’intéresse aux quatre éléments suivants : beryllium (4Be), Fluor (9F), oxygène (8O), strontium (38Sr). En réalisant une lecture du texte de gauche à droite, indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). a. Sr – Be – O – F sont classés par ordre d’électronégativité croissante b. Sr – Be – O – F sont classés par ordre de caractère oxydant croissant. c. F – O – Be – Sr sont classés par ordre de caractère métallique croissant. d. Be – O – F – Sr sont classés par ordre de rayon atomique croissant. e. F – O – Sr – Be sont classés par ordre d’énergie de première ionisation croissant. 53. Soit la famille des halogènes. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). a. L’énergie d’ionisation de l’élément augmente en descendant dans le groupe, du fluor à l’iode. b. Le caractère réducteur de l’élément croît en descendant dans le groupe, du fluor à l’iode. c. Le diiode possède un pouvoir oxydant plus faible que F2, Cl2 Br2. d. Le fluor est plus polarisable que l’iode. e. Les électrons de valence sont de plus en plus difficiles à arracher à l’élément à mesure que l’on descend dans le groupe, du fluor à l’iode. 54. On considère les atomes dont les configurations électroniques à l’état fondamental sont les suivantes : atome 1 : 1s² 2s² 2p3 ; atome 2 : 1s² 2s² 2p5 ; atome 3 : 1s² 2s² 2p6 3s² et atome 4 : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). a. L’atome 1 possède trois électrons célibataires. b. L’atome 2 appartient à la colonne7 de la classification périodique. c. L’atome 3 appartient au groupe des alcalins. d. Le rayon de l’atome 2 est supérieur à celui de l’atome 1. e. L’énergie de première ionisation de l’atome 4 est supérieure à celle de l’atome 3. 55. Considérons l’atome d’azote (Z=7). Indiquer la (les proposition(s) exacte(s). a. Il possède deux électrons célibataires à l’état fondamental. b. Ses électrons célibataires sont caractérisés par un nombre quantique secondaire égal à 2. c. Cet atome appartient à la deuxième période de la classification périodique. d. L’azote et l’antimoine (Z=51) appartiennent au groupe 15. e. Le rayon atomique de l’azote est inférieur à celui de l’antimoine. 56. Parmi les propositions suivantes concernant les éléments (8O,

18Ar, 20Ca, 29Cu, 35Br),

indiquer la (les proposition(s)

exacte(s). a. L’oxygène est le plus électronégatif des atomes du tableau périodique. 9

QCM CHIMIE GENERALE b. L’argon est un gaz rare. c. Le calcium appartient à la famille des alcalins. d. Le rayon atomique du brome est inférieur à celui du calcium. e. Le cuivre, dans son état fondamental, possède une sous – couche d incomplète. 57. Parmi les propositions suivantes concernant les atomes 17Cl, 20Ca et 22Ti, indiquer la (les proposition(s) exacte(s). a. L’énergie de première ionisation de Ca est inférieure à celle de Cl b. Ces trois atomes comportent le même nombre d’électrons s sur leur couche externe. c. Le chlore et le titane, à l’état fondamental, possèdent un seul électron célibataire. d. Le cation Ca2+ possède toutes les orbitales de la couche n=3 complètes. e. Les ions Ca2+, Ti2+ et Cl- ont tous la même configuration électronique. 58. Parmi les propositions suivantes concernant les éléments du groupe 1 du tableau périodique, dans leur état fondamental, indiquer la (les) proposition(s) exactes(s). a. Ils constituent le groupe des alcalino-terreux b. Leur rayon atomique augmente lorsque le numéro atomique croît. c. Ils sont très électronégatifs. d. Ils donnent facilement des anions monovalents. e. Leur énergie d’ionisation diminue lorsque le numéro atomique diminue. 59. On considère plusieurs éléments du tableau périodique (n’appartenant pas à la colonne des gaz rares) notés X1, X2, X3, X4, X5, et on s’intéresse aux principales propriétés périodiques générales. Leur position dans le tableau est la suivante : (ex : X4, X5 et X2, X3 appartiennent au même groupe ; X1, X4, X3 appartiennent à la même période). indiquer la (les) proposition(s) exactes(s). X5 X1

X4

X3 X2

a. X5 a une énergie d’ionisation plus élevée que X4. b. X2 a un rayon atomique plus élevé que X3 c. X3 a un rayon atomique plus élevé que X1 d. X4 est plus électronégatif que X3 e. Si X3 et X2 appartiennent au même bloc p, X2 possède un caractère métallique plus accentué que celui de X3. 60. Sachant que les numéros atomiques de S, Cl, Ar, K et Ca vont respectivement de 16 à 20, indiquer la (les) proposition(s) exactes (s). a. S2-, Cl-, K+, Ca2+ et Ar sont isoélectroniques. b. S2-, Cl-, K+ et Ca2+ ont le même rayon ionique. c. L’électronégativité des atomes suit la séquence Cl > S > Ca > K d. Les ions K+ et Ca2+ sont plus petits que les atomes correspondants. e. Les ions S2- et Cl- sont plus volumineux que les atomes correspondants.

La liaison chimique Généralités - Modèle de Lewis – Règles de Gillespie – Polarité 61. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) a. L’énergie de liaison est toujours positive 10

QCM CHIMIE GENERALE b. L’énergie globale de deux atomes liés par une liaison est toujours plus faible que l’énergie globale des deux atomes pris séparément. c. Le nombre maximum de liaisons formées par un atome est déterminé par son nombre d’électrons de valence. d. Une liaison multiple est plus longue qu’une liaison simple. e. Une liaison est d’autant plus forte que la stabilisation énergétique correspondant à sa formation est grande. 62. Indiquer la (les) proposition (s) exacte (s) a. Pour une liaison, covalente est synonyme de dative. b. La liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons. c. Entre deux atomes d’électronégativités différentes, une liaison polarisée est formée. d. Une liaison dative est moins forte qu’une liaison covalente classique. e. Une liaison hydrogène est une liaison dite forte. 63. On s’intéresse aux composés suivants : CO2, SO2, KO2, CaO, Cs2O. Dans chaque composé, on désigne par X l’atome le plus électropositif. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Tous ces composés sont constitués de liaisons X-O de nature covalente. b. Deux de ces composés exactement sont constitués de liaisons X-O de nature covalente. c. Trois de ces composés exactement sont constitués de liaisons X-O de nature covalente. d. Dans KO2, la liaison K-O est majoritairement ionique. e. Dans Ca-O, la liaison Ca-O est majoritairement ionique 64. Pour quelle molécule, la distance internucléaire est-elle la plus grande ? a. N2 b. O2 c. F2 d. Cl2 e. H2 65. X représente l’élément de numéro atomique 9 et Y celui de numéro atomique 20. Quelle est la proposition exacte ? a. La liaison formée entre X et Y est de nature covalente et la formule brute du composé formé est XY. b. La liaison formée entre X et Y est de nature ionique et la formule brute du composé formé est XY. c. La liaison formée entre X et Y est de nature covalente et la formule bute du composé formé est X2Y. d. La liaison formée entre X et Y est de nature ionique et la formule brute du composé formé est X 2Y. e. La liaison formée entre X et Y est de nature covalente et la formule brute du composé formé est XY 2. 66. Dans lequel des composés suivants, tous les atomes obéissent à la règle de l’octet ? a. NO b. PF5 c. PF3 d. SF4 e. BeCl3 67. Pour quelle espèce, le rapport paires d’électrons libres / paires liées intéressant l’atome central est-il le plus grand ? a. H2S b. NH3 c. NH3+ d. PCl3 e. BF3 68. Afin d’examiner l’existence de l’ion (CBN)4-, on considère cinq représentations de Lewis. Indiquer la (les) représentation(s) correcte(s) affectée(s) des charges formelles correctes.

11

QCM CHIMIE GENERALE

69. Indiquer la (les) représentation(s) de Lewis correcte(s) parmi celles trouvées ans le tableau suivant

Espèces

a

b

c

d

e

O3

N2O

NO3-

SO2

CO2

Représentation de Lewis

70. On s’intéresse aux espèces suivantes : O3, SO2, SO3, SoCl2, SO32-. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Seules deux espèces sont coudées (forme en V) b. Seules trois espèces sont coudées. c. Deux espèces ont la forme d’un tétraèdre. d. SO32- a la géométrie d’une pyramide à base triangulaire. e. Deux espèces sont de forme triangulaire avec l’atome central à l’intérieur du triangle. 71. On s’intéresse aux composés suivants : NH2-, NH3, NH4+. On désigne par  l’angle formé par les liaisons H-N-H. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. NH2- possède une structure linéaire. b. NH4+ possède une paire non liante. c. α (NH2-) < α (NH3) < α (NH4+) d. α (NH4+) < α (NH3) < α (NH2-) e.  est identique pour les trois espèces. 72. On s’intéresse à la géométrie des molécules suivantes : BeCl2, CO2, BF3, CH4 et H2CO. Quelle est la proposition qui donne, dans l’ordre, les géométries de ces molécules ? a. Linéaire, linéaire, plane, tétraédrique, plane b. Plane, plane, plane, tétraédrique et plane c. Plane, linéaire, linéaire, plane, tétraédrique d. Toutes les molécules sont linéaires. e. Tétraédrique, linéaire, linéaire, plane, plane. 73. Quelle(s) molécule(s) présente(nt) au moins un angle de liaison de 90° ? a. NH4+ b. PF5 c. AlF63d. CO2 e. SiCl4 74. Parmi les espèces suivantes, indiquer celle(s) qui, dans la théorie VSEPR de Gillespie, ont une figure de répulsion de type AX3E. a. NH3 12

QCM CHIMIE GENERALE b. BH3 c. ClF3 d. ClO3e. H3O+ 75. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a

b

c

d

e

CO2

H2CO3

CO32-

CH4

O=C(NH2)2

Non

Non

Oui

Non

Oui

Figure de répulsion

AX2

AX5

AX3E

AX3E

AX3E

Géométrie de l’espèce

Linéaire

Bipyramide

Triangulaire

Tétraédrique

Atomes O, C et

Espèce Existence

de

doublets

libres sur l’atome central

triangulaire

N coplanaires

76. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a

b

c

d

e

Espèce

N3-

NH4+

PO43-

SO32-

ClO4-

Géométrie de l’espèce

Coudée

Tétraédrique

Pyramidale

Triangulaire

Tétraédrique

à

base carrée

77. Parmi les paires d’éléments proposées, indiquer la paire susceptible de donner la liaison ionique la plus forte entre les deux atomes correspondants. a. B, N b. H, Cl c. C, O d. K, Cl e. F, Cl 78. L’électronégativité de l’atome d’hydrogène se situe entre celles du bore et du carbone et est proche de celle du phosphore. Quelle est la proposition qui correspond à l’ordre décroissant de polarité des liaisons ? a. P-H > O-H > N-H > F-H > C-H b. C-H > F-H > N-H > O-H > P-H c. F-H > O-H > N-H > C-H > P-H d. C-H > F-H > P-H > O-H > N-H e. F-H > O-H > N-H > P-H > C-H 79. Parmi les espèces suivantes, quelle est celle qui est formée par la liaison la plus polarisée ? a. BeF2 b. BF3 c. CF4 d. NF3 e. F2 80. Parmi les liaisons suivantes, quelle est la plus polarisée a. O = O b. Br – Br 13

QCM CHIMIE GENERALE c. O – Cl d. N – O e. H – F 81. Parmi les espèces suivantes, quelle est (ou quelles sont) la (les) molécule(s) ayant un moment dipolaire permanent non nul ? On donne pour chaque élément, l’électronégativité χ Elément

H

C

N

O

F

S

χ

2.1

2.5

3.0

3.5

4.0

2.5

a. CF4 b. NH3 c. H2CS d. SO2 e. SO3 82. Indiquer la (les) molécule(s) apolaire(s) possédant une ou plusieurs liaisons polarisées. a. CCl4 b. SO2 c. SO3 d. CHCl3 e. H2O 83. Parmi les molécules suivantes, indiquer celle(s) qi ne présente(nt) pas de moment dipolaire permanent, sachant que les doublets non liants ne sont pas pris en compte. a. NH3 b. BH3 c. ClF3 d. ClO3H e. H2O 84. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule de BF 3 a. La molécule BF3 est un acide de Lewis b. La molécule BF3 présente un moment dipolaire permanent c. La molécule BF3 est très stable chimiquement d. Les angles F – B – F valent tous 109,5°. e. Chacun des atomes de fluor présente une figure de répulsion tétraédrique

Mésomérie

85. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) qualifiant une formule mésomère. a. Une formule mésomère représente une espèce chimique unique. b. Une formule mésomère représente une espèce chimique ne pouvant pas être représentée par une autre formule. c. Une formule mésomère correspond à une des positions possibles pour les électrons mobiles de la couche de valence de certaines espèces. d. Certaines espèces chimiques peuvent représentées par différentes formules appelées formules mésomères. e. La mobilité des doublets d’électrons des liaisons  de la couche de valence peut expliquer l’écriture de formules mésomères. 14

QCM CHIMIE GENERALE 86. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) qualifiant la mésomérie. a. La mésomérie met en évidence la délocalisation d’électrons de la couche de valence d’une espèce. b. La mésomérie explique une déstabilisation de certaines espèces en relation avec l’énergie de résonance. c. La mésomérie conduit pour une même espèce à l’écriture de plusieurs formules de Lewis appelées formules mésomères. d. La mésomérie met en évidence l’existence de différentes formes isomères d’une espèce. e. La mésomérie ne modifie pas la géométrie d’une espèce trouvée selon le modèle VSEPR. 87. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) qualifiant l’équation de mésomérie. a. L’équation de mésomérie rend compte de la stabilisation d’une espèce liée à l’énergie de résonnance. b. L’équation de mésomérie établit un lien entre des formules mésomères. c. L’équation de mésomérie met en évidence l’existence de différentes formes isomères d’une espèce. d. L’équation de mésomérie donne des informations sur la répartition des électrons de valence de l‘espèce considérée, mais pas d’information sur sa géométrie. e. L’équation de mésomérie eut permettre pour certaines espèces, la mise en évidence d’une délocalisation d’électrons à longue distance pouvant expliquer une absorption de la lumière dans le domaine du visible. 88. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). Pourquoi écrit-on des formules mésomères ? a. L’espèce chimique représentée n’est pas stable chimiquement. b. Certaines espèces ne peuvent être représentées que par plusieurs formules de Lewis appelées formules mésomères. c. Lorsque différentes formules mésomères sont trouvées pour une espèce, ces formules permettent d’établir plus précisément la géométrie de l’espèce. d. L’écriture de formules mésomères rend compte d’une stabilisation de l’espèce considérée e. Les différentes formules mésomères trouvées pour une espèce mettent en évidence les différents isomères trouvés pour cette espèce. 89. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) qualifiant l’hybride de résonance a. Il schématise la répartition réelle des électrons des liaisons  et des doublets non liants de la couche de valence d’une espère représentée par plusieurs formules mésomères. b. Il résulte des poids relatifs des différentes formules mésomères pouvant être écrites. c. L’écriture d’une lacune électronique rend compte d’une stabilisation de l’hybride de résonance et donc de l’espèce considérée. d. Dans l’hybride de résonance correspondant à une espèce chimique non chargée, le poids relatif d’une formule mésomère faisant apparaître des charges dont la somme est nulle est plus grand que celui d’une formule ne faisant pas apparaître de charges. e. Lorsque l’espèce considérée est chargée, l’hybride de résonance correspondant ne doit pas obligatoirement porter la charge globale portée par l’espèce. 90. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) à propos des différentes formules mésomères indiquées pour l’ion sulfate SO42-.

A

B

C

15

QCM CHIMIE GENERALE a. Les trois formules sont correctes. b. La formule A présente un poids faible dans l’hybride de résonance en raison du grand nombre de charges mentionnées. C’est pour cela qu’elle n’est en générale pas représentée dans l’équation de mésomérie. c. La formule A n’est pas correcte. d. A la formule C, correspond trous autres formules mésomères différentes du même type. Ces quatre formules ont un poids équivalent dans l’hybride de résonance. e. La mésomérie pouvant être écrite pour l’ion sulfate montre que tous les atomes d’oxygène sont équivalents avec une même charge partielle portée par chacun d’eux et que les longueurs des liaisons S – O et les angles O – S – O sont identiques. 91. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) à propos des conséquences de l’équation de mésomérie de l’ion nitrate NO3au niveau des valeurs des angles et des longueurs des liaisons O – N – O sachant que sa formule de Gillespie est AX3. a. Les liaisons n’ont pas la même longueur et les angles de liaison ne sont pas égaux. b. Les liaisons ont la même longueur et les angles de liaison ne sont pas égaux. c. Les liaisons ont la même longueur et les angles de liaison sont égaux. d. La longueur des liaisons est comprise entre celle d’une simple liaison N – O et celle d’une double liaison N = O. e. Un ou plusieurs angles de liaison ont une valeur différente de 120°. 92. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) à propos des conséquences de l’équation de mésomérie de l’ion phosphate PO43-. a. Il n’y a pas de mésomérie possible pour cet ion. b. La mésomérie fait apparaître trois formules mésomères principales. c. Les liaisons P – O ont la même longueur et les angles de liaison sont égaux à 120°. d. La longueur des liaisons P – O est égale à celle d’une simple liaison P – O e. Dans l’hybride de résonance, les atomes d’oxygène portent une charge partielle égale à ¾ de la charge de l’électron.

Orbitales moléculaires 93. Parmi les orbitales moléculaires suivantes : δ, δ*, π et π*, combien possèdent deux plans de probabilité de présence nulle pour les électrons ? a. 0 b. 1 c. 2 d. 3 e. 4 94. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant le schéma suivant.

a. Il s’agit d’un recouvrement d’une orbitale p et d’une orbitale d b. Il s’agit du recouvrement de deux orbitales d c. Ce recouvrement correspond à la formation d’une orbitale moléculaire δ. d. Ce recouvrement correspond à la formation d’une orbitale moléculaire π liante. e. Ce recouvrement est de type antiliant 95. On s’intéresse à une molécule de formule brute C4H3BrClNO pour laquelle l’enchaînement des liaisons est représenté cidessous. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s).

16

QCM CHIMIE GENERALE

a. La liaison C4 – N devrait être représentée par une double liaison b. La liaison C2 – C3 devrait être représentée par une double liaison. c. D’après la théorie des orbitales moléculaires, la liaison entre les atomes C2 et C3 est constituée d’une liaison sigma et de deux liaisons π. d. L’angle C3 – O – H vaut 180° e. L’angle C3 – C – N vaut 180°.

96. Voici quatre affirmations a. Une orbitale δ présente une symétrie de révolution autour de l’axe de liaison des deux atomes liés. b. Une orbitale π liante possède un plan nodal. c. Une orbitale π antiliante possède deux plans nodaux. d. Une orbitale antiliante peut contenir plus de deux électrons.

97. Parmi les propositions suivantes, indiquer la proposition exacte. a. Seules les affirmations 1, 2 et 3 sont exactes. b. Seules les affirmations 2et 3 sont exactes. c. Seules les affirmations 2 et 4 sont exactes. d. Seule l’affirmation 1 exacte. e. Aucune des propositions n’est exacte. 98. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant la liaison π. a. C’est une liaison covalente. b. Elle peut être de coordination. c. Elle résulte du recouvrement latéral d’orbitales atomiques. d. Elle est toujours plus forte qu’une liaison δ. e. Ce recouvrement renforce un recouvrement δ en lui restant inférieur. 99. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Une orbitale moléculaire δ présente une symétrie de révolution autour de l’axe de la molécule, qu’elle soit liante ou antiliante. b. Une orbitale π liante présente un seul plan nodal. c. Pour que deux orbitales atomiques puissent se combiner, il suffit que leurs énergies soient identiques ou voisines. d. Une triple liaison est formée de deux liaisons π et une liaison δ. e. La distance internucléaire entre deux atomes augmente avec l’ordre de liaison. 100. Indiquer la (ou les) espèce(s) paramagnétique(s). a. CO b. CO+ c. CNd. NO e. O2 101. Indiquer la (ou les) molécule(s) pouvant exister théoriquement. a. Li2 b. Be2 17

QCM CHIMIE GENERALE c. B2 d. C2 e. N2 102. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant une orbitale antiliante. a. Elle ne contient jamais d’électrons. b. Elle est formée uniquement autour du noyau d’un seul des atomes liés. c. Elle contient toujours deux électrons de spins identiques. d. Elle est plus stable que l’orbitale moléculaire liante correspondante. e. Elle peut contenir 0, 1 ou 2 électrons. 103. Indiquer la (ou les) espèce(s) pour laquelle (lesquelles) l’ajout d’un électron entraîne le renforcement de la liaison. a. Li2 b. Be2 c. F2 d. O2 e. N2 104. Voici quatre affirmations concernant les espèces oxygénées suivantes : O2+, O2, O2- et O22-. a. L’ordre de liaison de O2+ est égal à 3. b. L’ordre de liaison de O2 est égal à 2 c. L’ordre de liaison de O2- est égal à 1,5. d. L’ordre de liaison de O22- est égal à 0,5. e. Toutes les espèces sont paramagnétiques. Parmi les propositions suivantes, indiquer la proposition exacte. a. Seules les affirmations 2, 3 et 5 sont exactes. b. Toutes les affirmations sont exactes. c. Seules les affirmations 2, 4 et 5 sont exactes. d. Seules les affirmations 2 et 3 sont exactes. e. Aucune des propositions n’est exacte. 105. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant l’anion superoxyde O 2- dans la théorie CLOA (LCAO). Seuls les électrons de la couche externe seront considérés. a. Une seule orbitale moléculaire antiliante est inoccupée b. L’orbitale moléculaire occupée de plus haut niveau énergétique est une orbitale moléculaire antiliante δ*. c. Cet ion présente un ordre de liaison égal à 2. d. Cet ion est paramagnétique. e. La longueur de la liaison entre les deux atomes d’oxygène est plus grande dans O 2- que dans O2. 106. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant les espèces : H2+, H2, H2- et H22-. a. Les espèces H2+ et H2- présentent un ordre de liaison identique. b. L’ordre de liaison de la molécule H2 est égal à 1. c. Seulement trois de ces espèces peuvent exister. d. L’ion H2- n’est pas paramagnétique. e. Dans le diagramme d’orbitales moléculaires de H22-, toutes les orbitales moléculaires sont saturées. 107. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant la nature des liaisons de l’acétylène (H-CC-H) a. Trois liaisons δ et deux liaisons π b. Quatre liaisons δ c. Deux liaisons δ et trois liaisons π

18

QCM CHIMIE GENERALE d. Quatre liaisons δ et une liaison π e. Cinq liaisons δ 108. On considère le diagramme des orbitales moléculaires des espèces OF et OF+ (diagramme de type O2). Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. OF est paramagnétique. b. OF+ est diamagnétique c. OF a un ordre de liaison égal à 1. d. La longueur de la liaison O – F est plus courte dans O-F+ que dans OF. e. L’énergie de dissociation de la liaison O – F est plus élevée dans O – F+ que dans O – F 109. On considère le diagramme des orbitales moléculaires de la molécule ClO (diagramme de type O2). L’axe de la liaison Cl – O est l’axe z. Dans l’échelle de Pauling, les électronégativités des atomes d’oxygène et de chlore valent respectivement 3,5 et 3. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Le nombre d’électrons se trouvant dans les orbitales moléculaires de la molécule ClO est égal exactement à 9. b. ClO n’est pas paramagnétique c. Les orbitales moléculaires liantes sont plus proches en énergie des orbitales (atomiques) de l’atome d’oxygène. d. Le recouvrement de l’orbitale atomique 2p, de l’oxygène avec l’orbitale 3s du chlore est énergétiquement possible. e. L’indice de liaison vaut 1,5.

Hybridation des orbitales atomiques 110. La molécule d’acétonitrile est représentée ci-dessous. L’angle 1 est formé entre les liaisons H – C1 – H et l’angle 2 entre les liaisons C1-C-N. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s).

a. L’angle 1 vaut 90° b. L’angle 2 vaut 180° c. Le carbone 1 a une hybridation de type sp3. d. La géométrie de cette molécule est linéaire e. L’acétonitrile est linéaire. 111. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant le cumulène H 2C=C=C=CH2. a. Les atomes de carbone 2 et 3 sont hybridés sp2. b. Les quatre atomes d’hydrogène sont dans un même plan. c. Les quatre atomes de carbone ne sont pas alignés. d. Cette molécule a un moment dipolaire global nul. e. Chaque double liaison est constituée de deux liaisons π 112. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Une géométrie trigonale implique trois orbitales sp2 dans le même plan. b. A une triple liaison entre deux atomes de carbone, correspond une hybridation de type sp 3. c. Le remplissage des orbitales moléculaires issues du recouvrement des orbitales atomiques hybrides suit les mêmes règles que celles issues du recouvrement d’orbitales atomiques pures (orbitales atomiques de départ). d. On ne peut mettre que deux électrons au maximum par orbitale atomique hybride. e. A une double liaison entre deux atomes de carbone, correspond une hybridation de type sp2. 113. Indiquer la(ou les) molécule(s) qui possède(nt) au moins trois atomes de carbone dans l’état d’hybridation sp2. a. CH2=C=CH2 19

QCM CHIMIE GENERALE b.

CH2=CH=CH=CH2

c. C6H5-OH d. CH3-CH=CH-COOH e. CH2=CH-CH2-CN 114. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant le tazarotène Zorac®, représenté ci-dessous et utilisé dans le traitement du psoriasis.

a. La liaison  entre l’atome de carbone n°1 et l’atome de carbone n°2 provient du recouvrement d’orbitales hybrides sp2. b. La liaison  entre l’atome de carbone n°1 et l’atome de carbone n°2 provient du recouvrement d’orbitales hybrides sp. c. Les liaisons π entre l’atome de carbone n°1 et l’atome de carbone n°2 proviennent du recouvrement d’orbitales hybrides px et py. d. L’atome de carbone 3 est hybridé sp3. e. Les liaisons  formées à partir de l’atome de carbone 3 sont dans le même plan. 115. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant le tryptophane, représenté ci-dessous.

a. L’atome de carbone A est hybridé sp2 b. Le tryptophane comporte huit électrons . c. L’atome de carbone B est hybridé sp. d. Le doublet non liant de l’atome d’azote de la fonction aminoacide peut être délocalisé par mésomérie. e. Le tryptophane comporte neuf atomes de carbone hybridés sp 3. 116. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Un atome de carbone hybridé sp3 représenté une géométrie tétraédrique. b. Un atome de carbone hybridé sp ne peut former qu’une liaison . c. Les quatre orbitales sp3 d’un atome de carbone isolé sont strictement équivalentes. d. Un atome de carbone hybridé sp2 ne peut former qu’une liaison . e. L’angle entre les axes des orbitales sp3 fait environ 120°. 117. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a.

Les orbitales atomiques hybrides sont issues de combinaisons linéaire d’orbitales atomiques pures de même symétrie.

b.

Le nombre d’orbitales atomiques hybride est identique au nombre d’orbitales atomiques pures dont elles proviennent.

c.

La théories des orbitales atomiques hybrides rend compte de la structure tétraédrique de l’eau.

d.

L’hybridation sp2 explique la géométrie des alcènes.

e.

Les orbitales atomiques hybrides ont le même niveau d’énergie que les orbitales atomiques pures dont elles proviennent.

118. Quand on combine un orbitale atomique pure de type s avec deux orbitales atomiques de type p, trois orbitales hybrides sont obtenues. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Elles possèdent le même niveau d’énergie. b. Elles ont la même forme. 20

QCM CHIMIE GENERALE c. Elles possèdent chacune deux lobes de volume différent. d. Elles permettent des liaisons d’énergies plus faibles que les orbitales pures dont elles proviennent. e. Elles forment entre un angle de 120°. 119. La géométrie de la figure de répulsion des espèces déterminée selon la théorie de Gillespie permet de connaît l’état d’hybridation des atomes au sein d’une espèce. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) à propos de l’hybridation de l’atome souligné faisant partie des espèces mentionnées dans le tableau suivant. a

b

c

d -

e 2-

Espèces

CH2O

CH4

CH3

CO3

HCCH

Hybridation proposée

sp2

sp3

sp2

sp2

sp

120. La géométrie de la figure de répulsion des espèces déterminée selon la théorie de Gillespie permet de connaît l’état d’hybridation des atomes au sein d’une espèce. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) à propos de l’hybridation de l’atome souligné faisant partie des espèces mentionnées dans le tableau suivant.

Espèces Hybridation proposée

a

b

c

d

CH2O

CH2O

BF4-

BF4-

3

2

2

Sp

Sp

sp

Sp

e

3

H2C = CH2 sp

121. Indiquer l’état d’hybridation de l’atome de soufre dans la molécule SO2. a. sp b. sp2 c. sp3 d. sp3d e. sp3d2 122. Indiquer l’état d’hybridation de l’atome de soufre dans la molécule SF6. a. sp b. sp2 c. sp3 d. sp3d e. sp3d2 123. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule d’éthyne HCCH. a. La triple liaison résulte des liaisons formées entre deux atomes de carbone porteur chacun de deux orbitales hybridées sp et de deux orbitales p non hybridées. b. Les deux liaisons π sont dans un même plan et se situent de part et d’autre de la liaison . c. La liaison  entre les deux atomes de carbone résulte de la fusion axiale de deux orbitales atomiques hybridées d. Les liaisons π résultent du recouvrement latéral d’orbitales p non hybridées. e. Les quatre atomes sont alignés. Interactions et liaisons de faible énergie (liaisons faibles) 124. Indiquer la (ou les) espèce(s) n’établissant que des interactions intermoléculaires de type London. a. I2 b. CaO c. CCl4 d. CHCl3 e. HF. 21

QCM CHIMIE GENERALE 125. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant les forces de cohésion faible. Soit r la distance entre molécules. a. Les forces de Keesom s’établissent entre molécules polaires. b. Les forces de Debye sont les forces de Van Der Waals les plus stabilisantes. c. L’énergie de la liaison hydrogène varie en 1/r6 comme pour toutes les forces de Keesom. d. Les forces de Van der Waals expliquent la solubilité des solutés dans les solvants. e. Les forces de Van der Waals expliquent la cohésion à l’état solide. 126. Les molécules proposées ont des masses moléculaires voisines. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui devrait posséder le plus haut point d’ébullition. a. CH3CH2CH2CH2CH3 b. CH3CH2OCH2CH3 c. CH3CH2CH2SH d. (CH3)2NCH2CH3 e. CH3CH2CH2CH2OH 127. Parmi les molécules suivantes : NH3, HF, NaF, H2, CH4, LiH, CH3OH et CH3COOH, combien peuvent s’associer par liaison hydrogène ? a. 1 b. 2 c. 3 d. 4 e. 5 128. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant l’ortho-fluorophénol (o) et le para-fluorophénol (p).

a. L’ortho-fluorophénol présente des liaisons hydrogène intramoléculaires. b. Le para-fluorophénol présente plus de liaisons hydrogène intermoléculaires que l’ortho-fluorophénol. c. La viscosité est plus élevée pour le para-fluorophénol que pour l’ortho-fluorophénol. d. La température d’ébullition (à pression constante) du para-fluorophénol est plus élevée que celle de l’orthofluorophénol. e. La présence de liaisons hydrogène intramoléculaires entraîne une diminution de la température de fusion. 129. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule d’eau. a. L’atome d’oxygène se trouve dans un état d’hybridation sp. b. La molécule est de géométrie linéaire. c. La molécule possède des liaisons covalentes polarisées. d. Sa température d’ébullition élevée s’explique essentiellement par l’existence d’interactions de Van der Waals. e. La présence de liaisons hydrogène intermoléculaires plus nombreuses et plus courtes à l’état solide explique que la masse volumique de l’eau à l’état solide (glace) soit inférieure à celle à l’état liquide. 130. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Une interaction de van der Waals est plus courte qu’une liaison hydrogène. b. Les molécules de n-propane (C3H8) s’associent essentiellement par forces de Keesom. c. A pression constante, la température d’ébullition de la molécule NH 3 est supérieure à celle de PH3. d. A pression constante, la température d’ébullition de la molécule CF4 est supérieure à celle de CCl4. e. A pression constante, la température d’ébullition de la molécule HBr est supérieure à celle de HCl. 22

QCM CHIMIE GENERALE 131. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. Le point de fusion de HF est inférieur à celui de HBr. b. Les interactions de London ne s’exercent qu’entre des molécules apolaires ou des atomes seuls. c. Le point de fusion de HI est supérieur à celui de HBr. d. Les molécules de diiode I2 s’associent grâce aux forces de Debye. e. Les molécules de dichlore Cl2 s’associent grâce aux forces de London. 132. Indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s) concernant les quatre composés suivants et leurs températures d’ébullition (Teb) à pression constante : CH3-CH3, CH3-O-CH3, CH3-CH2OH et HO-CH2-CH2-OH. a. Teb (CH3-CH3) < Teb (CH3-O-CH3) b. Teb (CH3-O-CH3) < Teb (CH3-CH2-OH) c. La température d’ébullition la plus élevée est celle de HO-CH2-CH2-OH. d. La température la plus basse est celle de l’éthanol CH3-CH2OH. e. Teb (HO-CH2-CH2-OH) < Teb (CH3-CH2-OH). 133. Indiquer la proposition correspondant à l’ordre croissant des points de fusion (Tf) des composes C6H6, (CH3)3C-OH, CO2, CaO, Ne et NaF. a. Tf (CO2) < Tf (CaO) < Tf (NaF) < Tf (C6H6) < Tf (Ne) < Tf ((CH3)3C-OH) b. Tf (CH3-O-CH3) < Tf (Ne) < Tf (C6H6) < Tf (NaF) < Tf (CaO) < Tf (CO2) c. Tf (Ne) < Tf (CO2) < Tf (C6H6) < Tf ((CH3)3C-OH) < Tf (NaF) < Tf (CaO) d. Tf (NaF) < Tf (CaO) < Tf ((CH3)3C-OH) < Tf (C6H6) < Tf (CO2) < Tf (Ne) e. Tf (Ne) < Tf (CO2) < Tf (C6H6) < Tf ((CH3)3C-OH) < Tf (CaO) < Tf (NaF) 134. Indiquer comment varie l’énergie d’interaction de type ion-dipôle en fonction de la distance (d) séparant l’ion et le dipôle permanent. a. 1/d b. 1/d2 c. 1/d3 d. 1/d4 e. 1/d6 135. Connaissant respectivement les rayons de covalence et de Van Der Waals d’un atome d’hydrogène (respectivement 0,37 et 1,2 Å) et d’un atome d’iode (respectivement 1,3 et 2,2 Å), indiquer la distance minimale d’approche en Å entre ces deux atomes non liés par une liaison de covalence. a. 1,7 b. 2,5 c. 3,4 d. 2,7 e. 7,4 Thermodynamique – Thermochimie – Equilibres chimiques Premier principe de la thermodynamique 136. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. L’enthalpie est H = U + PV b. dH = dU c. dH = dU + VdP + PdV d. PV = RT pour une mole de gaz parfait. e.

pour une mole de gaz parfait, pour une transformation à T constante. 23

QCM CHIMIE GENERALE 137. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. Dans les conditions standard, à 25°C, le soufre est sous forme de S2(s) b. Dans les conditions standard, à 25°C, l’hélium est sous forme He (s) c. Dans les conditions standard, à 25°C, l’argon est gaz diatomique. d. L’enthalpie standard de formation du diamant à 25°C est nulle. e. Parmi les espèces suivantes : C(s), Hg(l), Br2(l), I2(l), seule I2(l) a une enthalpie standard de formation non nulle à 25°C. 138. L’hydrogénocarbonate de sodium (bicarbonate de sodium) peut se décomposer sous certaines conditions en carbonate de sodium selon l’équilibre : 2 NaHCO3(s)

→

Na2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

ΔrH° = +127,2 kJ.mol-1.

Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. La variation du nombre de moles de gaz au cours de cette réaction est égale à +1 b. L’expression de la variation d’énergie interne est ΔrU = ΔrH + ΔnRT. c. La variation de l’énergie interne de la réaction est supérieure à la variation d’enthalpie. d. Pour cette réaction effectuée à pression constante, la variation d’énergie interne ΔrU = ΔrH. e. Pour cette réaction effectuée à pression constante, le travail W = 0. 139. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). Lorsque 200 J d’énergie sont fournies sous forme de chaleur à pression constante, à 2 moles d’un gaz parfait, la température de de l’échantillon augmente de 4 degrés. On désigne par CP la capacité calorifique à pression constante et CP,M la capacité calorifique molaire à pression constante. De même, pour CV et CV,M à volume constant. Dans ce cas : a. dH = QP b. c. d. CP,M = 25 J.K-1.mol-1 e. CP,M = 50 J.K-1.mol-1. 140. Un échantillon de 100 g de métal maintenu initialement à la température de 41°C est introduit dans un calorimètre (dont on négligera la capacité calorifique) contenant 100 g d’eau maintenue initialement à la température de 20°C. On supposera que le calorimètre est parfaitement isolé. A l’équilibre, la température du système eau + calorimètre + métal se stabilise à Teq = 27°C. Données : chaleur spécifique de l’eau = 4,18 J.g-1.K-1. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. La chaleur spécifique massique est une grandeur extensive. b. La chaleur spécifique du métal vaut 2,09 J.g-1.K-1. c. La chaleur spécifique du métal vaut 2090 J.kg-1.K-1. d. La chaleur spécifique du métal vaut 8,36 J.g-1.K-1. e. La chaleur spécifique massique est une grandeur intensive. 141. On utilise des compresses froides pour traiter les entorses et les contusions. La dissolution du nitrate d’ammonium est habituellement utilisée pour son effet refroidissant. Un élève a conçu une expérience de calorimétrie pour déterminer l’échange d’énergie qui se produit lors de la dissolution du nitrate d’ammonium. Une masse de 0,25 g de nitrate d’ammonium (NH4NO3) est dissoute dans 60 ml d’eau. La température passe de 21,6°C à 16,6°C. Données : capacité calorifique de l’ensemble calorimètre + eau + 0,25 g de NH4NO3 = 228 J.K-1 ; Température initiale de l’ensemble calorimètre + eau + 0,25 g de NH4NO3 = 21,6°C ; Température finale de l’ensemble calorimètre + eau + 0,25 g de NH4NO3 = 16,6°C. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). 24

QCM CHIMIE GENERALE a. La variation d’énergie au cours de la réaction vaut : +1,14 kJ. b. La variation d’énergie au cours de la réaction vaut : -1,14 kJ. c. La réaction ci-dessus est exothermique. d. La réaction ci-dessus est endothermique. e. La variation d’énergie calculée représente l’enthalpie de dissolution de 0,25 g de nitrate d’ammonium. 142. On transforme à pression constante 100 g de glace, initialement à 268 K, en vapeur d’eau à 383 K. On admettra que les chaleurs spécifiques sont indépendantes de la température. On désigne par H et U les variations des fonctions d’état enthalpie et énergie interne et par Lf et Lv les enthalpies de fusion et de vaporisation respectivement, exprimées en J.g-1. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. La chaleur échangée à pression constante, QP, au cours de la transformation ci-dessus, s’écrit : QP = 100 (Lf + Lv). b. Au cours de la fusion de H2O(s), la température est constante, du début à la fin de la fusion. c. Au cours de la vaporisation de H2O(l), la température augmente progressivement, du début à la fin de la vaporisation. d. Le seul processus de fusion de 100 g de glace s’accompagne d’une variation d’enthalpie : fusionH = Lf e. Le seul processus de fusion de 100 g de glace s’accompagne d’une variation d’enthalpie : fusionH = 100 Lf 143. L’enthalpie de vaporisation de l’eau à 100°C est de 40546 J.mol -1 et l’enthalpie de fusion à 0°C est de 333,3J.g-1. Données : chaleur spécifique de la glace : 2,09 J.g-1.K-1 et de l’eau liquide : 4,18 J.g-1.K-1. Parmi les propositions suivantes, indiquer la (ou les) proposition(s) exacte(s). a. La chaleur nécessaire pour chauffer 20 g de glace de -12°C à 0°C est de 8360 J. b. La chaleur nécessaire à la fusion de 1 g de glace à 0°C est de 333,3 J. c. La chaleur nécessaire pour chauffer 20 g d’eau de 0°C à 100°C est de 501,6 J. d. La chaleur nécessaire pour chauffer 20 g de glace à -12°C en vapeur à 100C est de 45051,1 J. e. La chaleur nécessaire pour chauffer 20 g de glace à -12°C en vapeur à 100°C est de 60579,7 J. 144. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). Pour toutes les propositions on se place à température ambiante. a. Pour déterminer l’enthalpie standard de formation de CH 4(g), on se rapporte à l’équation chimique suivante : C(graphite) + 2 H2(g) →

CH4(g)

b. Pour calculer l’énergie de liaison de la liaison C – H dans CH4(g), on se rapporte à l’équation chimique : CH4(g) →

C(g) + 4 H(g)

c. L’enthalpie de sublimation du carbone graphite se rapporte à l’équation chimique : C(graphite) → C(l). d. Pour la réaction : C(graphite) + 2 H2(g) →

CH4(g), la relation ΔrH = ΔfH(CH4(g)) est satisfaite.

e. Pour a réaction : C(graphite) + 2 H2(g) →

CH4(g), la relation ΔrH ≠ ΔfH (CH4(g)) est satisfaite.

145. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. Les enthalpies de fusion et de liquéfaction ont le même signe. b. L’enthalpie de sublimation est la différence entre les enthalpies de fusion et de vaporisation. c. L’enthalpie de vaporisation d’un corps pur est une fonction d’état. d. La réaction d’ionisation d’un atome à l’état gazeux est exothermique. e. L’enthalpie de première ionisation d’un atome à l’état gazeux est supérieure à celle de la seconde ionisation. 146. Indiquer la(ou les) proposition(s) exacte(s). a. Un système isolé ne transfert ni matière, ni énergie à l’extérieur. b. Une quantité de matière est une grandeur intensive. c. La pression est une variable d’état. d. La variation d’une fonction d’état est indépendante de la manière dont une transformation est effectuée et ne dépend que des états finaux et initiaux. 25

QCM CHIMIE GENERALE e. Une réaction présentant une variation d’enthalpie standard positive (ΔrH > 0) est qualifiée d’exothermique. 147. Soient les deux réactions suivantes, réalisées à 298 K : CO2(g) + 3 H2(g) →

CH3OH(g) + H2O(l)

ΔrH1° = -93 kJ.mol-1.

2 H2(g) + O2(g)

→

ΔrH2° = -570 kJ.mol-1.

2 H2O(l)

Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la valeur de l’enthalpie standard de combustion du méthanol (en kJ.mol-1)? a. -948 b. +948 c. -477 d. -762 e. -1617 148. La transformation du glucose en éthanol découle d’un processus de fermentation dû à la présence de microorganismes selon la réaction : C6H12O6(s)

→

2 C2H5OH(l) + 2 CO2(g). Données ΔfermentationH°(glucose) = -88,7 kJ.mol-1 ; M(g.mol-1) :

H=1 ; C=12 ; O=16. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la valeur de la variation d’enthalpie lors de la fermentation de 540 g de glucose (en kJ) ? a. -355,4 b. +355,4 c. +266,1 d. -266,1 e. -180,6 149. Soient les variations d’enthalpies standard des réactions suivantes à 300K. MnO(s) + 5 CO(g)

→

Mn3C(s) + 4 CO2(g)

ΔrH1° = -129 kJ.mol-1

Mno(s) + CO(g)

→

Mn(s) + CO2(g)

ΔrH2° = -105 kJ.mol-1

2 CO(g)

→

C(s) + CO2(g)

ΔrH3° = -172 kJ.mol-1

Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la valeur de l’enthalpie standard de formation du carbure de manganèse Mn3C(s) à 300K (en kJ.mol-1) ? a. -406 b. +454 c.

-62

d. +148 e. +358 150. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à l’expression de l’énergie réticulaire (E R) mise en jeu au cours de la formation de NaCl solide. Données en kJ.mol-1 : Affinité électronique de l’atome de chlore : (AE), Energie d’ionisation de l’atome de sodium (Ei), énergie de liaison Cl – Cl (EL), chaleur latente de sublimation du sodium (Ls), variation d’enthalpie standard de formation du KCl(s) (ΔH°). a. ER = ΔfH° + EL – Ls – EI – AE b. ER = ΔfH° + 1/2EL – Ls – Ei – AE c. ER = ΔfH° - EL – Ls = Ei = AE d. ER = ΔfH° - 1/2EL – Ls = Ei – AE e. ER = -ΔfH° + 1/2EL + Ls + Ei + AE 151. Parmi les propositions suivantes relatives au cycle de Born-Haber suivant, indiquer la (les) proposition(s) exacte(s).

26

QCM CHIMIE GENERALE

a. Au chemin 5 correspond à l’enthalpie standard de sublimation du cristal de KCl (s) b. Au chemin 5 correspond l’énergie l’énergie réticulaire du cristal de KCl (s) c. Au chemin 5 correspond la somme de l’énergie d’ionisation standard de l’atome de potassium et de l’affinité électronique du chlore. d. Le chemin 6 correspond à l’enthalpie de formation standard de KCl (s). e. Le chemin 6 correspond à l’énergie réticulaire du cristal de KCl (s) 152. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à la différence ΔH – ΔU (en kJ) pour la réaction de combustion d’une mole de C2H4(g) à 298 K. Donnée : R = 8,31 J.K-1.mol-1. a. -7,41 b. -4,95 c. +4,20 d. +8,28 e. -2,54 153. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à la variation d’enthalpie standard (en kJ.mol-1) de la réaction en phase gazeuse :

On donne les énergies de liaisons (EL) en kJ.mol-1. C – H = 411; C – Cl = 339; Cl – Cl = 240 ; H – Cl = 428. a. -116 b. +116 c. -58 d. +58 e. -85 154. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à la variation d’enthalpie standard (en kJ.mol -1) de la réaction en phase gazeuse à 1525°C:

Données : ΔrH° (298 K) en kJ.mol-1 : CH4(g)=-74,8 ; C2H2-g) = 226,5 ; Cp en J.mol-1.K-1 : CH4(g) = 61,6 ; C2H2(g) = 62,7 ; H2(g) = 31,2. a. +376 b. -376 c. +426 d. -426 e. -673 155. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle dont la variation d’enthalpie de réaction est égale à la variation d’enthalpie de formation standard à 298 K de l’acide acétique CH 3COOH(l).

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QCM CHIMIE GENERALE 156. Parmi les propositions suivantes relatives à la réaction (1) 2 C(s) + 3 H2(g)

C2H6(g), indiquer la (les) proposition(s)

vraie(s). Données : ΔrH°(298 K) en kJ.mol : C2H6(g) = -85,5 ; Energies de liaison EL en kJ.mol-1 : C – H = 411 ; C – C = -1

345 ; H – H = 432. a. La variation d’enthalpie standard de la réaction (1) est égale à la variation d’enthalpie standard de formation de C2H6(g). b. Les variations d’enthalpie standard de formation de H2(g) et de C(s) sont égales à 0 à 298 K c. La chaleur latente de sublimation Ls, du carbone solide est égale à -714,75 kJ.mol-1 d. La chaleur latente de sublimation Ls, du carbone solide est égale à 714,75 kJ.mol-1. e. La chaleur latente de sublimation Ls, du carbone solide est égale à 67 kJ.mol-1. 157. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à la variation d’enthalpie standard de la réaction de formation de CO(g). Données :ΔfH°(298 K) en kJ.mol-1 : CO2(g) = -393,51. ΔfH° = -566 kJ.mol-1. a. – 110,52 kJ.mol-1 b. – 221,04 kJ.mol-1 c. + 110,52 kJ.mol-1 d. – 283 kJ.mol-1 e. + 283 kJ.mol-1 158. Indiquer la (ou les) proposition(s) qui correspond(ent) à la variation d’enthalpie standard rH° de la réaction SF4(g) + F2(g)

SF6(g).

Données : Energies de liaison EL(kJ.mol-1) : F – F : 158 ; S – F (SF4) = 343 ; S – F (SF6) = 327. a. ΔrH° = EL(S-F pour SF6) – EL(S-F pour SF4) – EL(F-F) b. ΔrH° = -6 EL(S-F pour SF6) + 4 EL(S-F pour SF4) + EL(F-F) c. ΔrH° = +174 kJ.mol-1 d. ΔrH° = -432 kJ.mol-1 e. ΔrH° = +432 kJ.mol-1 159. Sachant que pour la réaction SiH4(g) + 2 O2(g)

SiO2(g) + 2 H2O(l), la variation d’enthalpie standard de réaction est

-1517 kJ.mol-1, quelle serait (en kJ.mol-1) la variation d’enthalpie standard ΔrH° si l’eau formée était à l’état vapeur ? Données :

,

ΔrH° = 44 kJ.mol-1

a. -1561 b. 1429 c. -1473 d. 1517 e. -1605 160. L’enthalpie de combustion du méthanol est égale à -711 k.mol-1. Quelle masse de méthanol doit être brûlée dans le dioxygène pour libérer une énergie de 71,1 kJ ? a. 3,2 g b. 32 g c. 71,5 g d. 715 g e. 820 g 161. Indiquer la(les) proposition(s) exacte(s).

28

QCM CHIMIE GENERALE Supposons qu’un être humain produise une quantité de chaleur de 106 J par jour du fait de son activité métabolique. Si ce corps humain dont la température normale est 37°C (masse=65 kg ; c=4,18 J.K-1.mol-1) est considéré comme un système isolé, l’augmentation de température par jour serait de : a. 3,68 degrés b. 2,0 degrés L’être humain est en fait un système ouvert où e mécanisme principal d’évacuation de la chaleur est l’évaporation de l’eau (poumons et transpiration). Quelle quantité d’eau doit être vaporisée chaque jour pour maintenir la température du corps constante ? Données : H2O (l) H2O (g), ΔrH=43,9 kJ.mol-1, MM(H2O) = 18 g.mol-1. c. 4,1 g d. 410 g e. 228 g 162. Les plantes à chlorophylle élaborent, sous l’action de la lumière et à partir de dioxyde de carbone et de l’eau, les glucides qui emmagasinent l’énergie nécessaire à leurs processus biologiques. Ce processus s’effectue selon une réaction inverse de celle de combustion du glucose (C6H12O6). A 298K, et sous 1 atm, quel est le volume de dioxyde de carbone fixé lors de la synthèse de 1 g de glucose (C6H12O6) ? Données : volume d’une mole de gaz = 22,4 L, MM(H2O) = 18 g.mol-1. a. 138,68 L b. 83,21 L c. 1,37 L d. 0,75 L e. 76,23 L 163. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On considère les trois réactions suivantes : (1) : 2 NO(g) + O2(g) (2) : NO (g)

2 NO2 (g) ½ N2 + ½ O2 (g)

(3) : N2 (g)+ 2 O2 (g)

2 NO2 (g)

ΔrH°1 = -114,10 kJ.mol-1 ΔrH°2 = -90,25 kJ.mol-1 ΔrH°3 à determiner.

a. ΔrH°3 = 66,4 kJ.mol-1 b. ΔrH°3 = -66,4 kJ.mol-1 c. La réaction 1 correspond à la réaction de formation de NO2 (g). d. La réaction 2 est exothermique e. La réaction 3 est endothermique 164. La combustion sous 1 bar à 10°C de 1 mole de dihydrogène amène la formation de vapeur d’eau et dégage 240 kJ. Sachant que la chaleur latente de vaporisation de l’eau à 100°C, sous 1 atm, est de 2,26 kJ.mol -1, calculer l’enthalpie de formation de l’eau liquide en kJ.mol-1 dans ces conditions ? a. -40,54 b. +40,54 c. -81,00 d. +81,00 e. -280,66 165. On élève la température de n moles de tétrachlorure de carbone (CCl4) de -40°C à + 80°C, sous une pression de 1 bar Parmi les propositions suivantes, indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : ΔfusH°(kJ.mol-1) à Tfusion = -24°C ; ΔH°ébul (kJ.mol-1) à Tébul = +77°C ; Capacités calorifiques Cp(J.mol-1.K-1) : CCl4(s), CCl4(l), CCl4(g) a. La variation d’enthalpie associée à la transformation : CCl4(s)

CCl4(l) à -24°C est de la forme : ΔH = n x

ΔH°fusion avec n = nombre de moles de CCl4.

29

QCM CHIMIE GENERALE se fait en deux étapes d’un point de vue

b. La transformation : thermodynamique. c. La variation d’enthalpie associée à la transformation :

CCl4(s) (T2=-24°C) est de la forme : ΔH = n x Cp (CCl4)s x (T1-T2)

CCl4(s) (T1=-40°C)

d. La variation d’enthalpie associée à la transformation : CCl4(s) (T1=-40°C)

CCl4(l) (T2=-24°C) est

de la forme ΔH = n x Cp(CCl4)s x (T2-T1) + n x ΔHfusion e. La variation d’enthalpie total au cours de cette transformation peut s’écrire sous la forme ΔébulH / Téb 166. Parmi les propositions suivantes relatives à la réaction NH 3(g)

½ N2(g) + 3/2 H2(g), indiquer la (les) proposition(s)

exacte(s). Données : ΔrH = 46 kJ.mol , EL en kJ.mol : NN = 944, H – H = 436. -1

-1

a. La variation d’enthalpie associée à la réaction est une variation d’enthalpie de formation. b. Les réactifs et les produits sont appelés « corps simples ». c. La variation d’enthalpie standard de la liaison N – H est égale à 391 kJ.mol-1. d. La variation standard d’énergie interne, ΔrU°, de cette réaction est égale à ΔrH° - RT e. La réaction inverse : ½ N2(g) + 3/2 H2 (g)

NH3(g) correspond à la réaction de formation de NH3 (g).

167. Les questions 32, 33 et 34 sont liées. On se propose d’étudier les oxydes du carbone afin de déterminer les énergies des différentes liaisons carbone – oxygène. Vers 500°C, en présence d’un catalyseur à base d’oxydes de fer ou de chrome, la vapeur d’eau transforme l’oxyde de carbone en anhydride carbonique suivant la réaction : (a) : CO

(g)

+ H2O

(g)

CO2 (g) + H2 (g). Données : ΔfH° en kJ.mol-1 : CO = -110,3 ; H2O = -241,6 ; EL en kJ.mol-1 : H2 = 435,6 ; OH = 459,8 ; C=O : 798,4. La variation d’enthalpie standard de la réaction (a) est égale à -42,6 kJ.mol-1. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la variation d’enthalpie standard de formation du CO2 (en kJ.mol-1). a. +476,7 b. +41,1 c.

-394,5

d. +394,5 e. -830,1 168. Parmi les propositions suivantes, indiquer celle qui correspond à la variation d’énergie interne standard de cette réaction à 500°C (en kJ.mol-1). a. -42,6 b. -46,8 c. 6466,3 d. -49,1 e. -4197,6 169. On attribue en générale à la molécule de monoxyde de carbone la formule développée C…O Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui, en valeur absolue, correspond à l’énergie de la triple liaison CO (en kJ.mol -1). On se servira de la réaction (a). a. 855,2 b. 744,9 c.

1070,2

d. 1155,4 e. 306 170. Afin de déterminer la valeur de la variation d’enthalpie de combustion de l’éthanol liquide, on brûle 92 g d’éthanol C2H5OH(l) dans un calorimètre. On observe que la température augmente de 10,9 degrés. La capacité calorifique totale du

30

QCM CHIMIE GENERALE calorimètre est de Ccal = 250 kJ.K-1. La masse molaire de l’éthanol vaut 46 g.mol-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La quantité de chaleur reçue par e calorimètre peut s’exprimer sous a forme : Qreçue = m x C x T (m : masse en eau du calorimètre ; c : chaleur spécifique de l’eau en J.g-1.K-1 et T : écart de température). b. La réaction de combustion se fait à pression constante. c. La variation de combustion de l’éthanol est égale à 2725 kJ.mol-1. d. La variation de combustion de l’éthanol est égale à - 2725 kJ.mol-1. e. La variation de combustion de l’éthanol est égale à – 1362,5 kJ.mol-1. 171. Soit la réaction (1) ½ H2 (g) + ½ I2 (g)

HI

(g)

pour laquelle l’enthalpie standard à 25°C est égale à : rH° =

26,5 kJ.mol-1. Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). Données : EL en kJ.mol-1 : I – I : 151 ; H – H : 432 ; H – I : 296. a. La variation d’enthalpie standard de la réaction (1) est égale à la variation d’enthalpie standard de formation de l’iodure d’hydrogène gazeux HI (g). b. La variation d’enthalpie standard de formation de H2 (g) est nulle à 25°C. c. La chaleur latente de sublimation Ls de I2 est égale à 31 kJ.mol-1. d. La chaleur latente de sublimation Ls de I2 est égale à 62 kJ.mol-1. e. La chaleur latente de sublimation Ls de I2 est égale à 17 kJ.mol-1.

Deuxième et troisième principes de la thermodynamique

172. On étudie la réaction (1) N2 (g) + 3 H2 (g)

2 NH3 (g)

A T=25°C et à pression constante, la variation

d’enthalpie standard de formation de l’ammoniac est DfH°1 = -51,0 kJ.mol-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : capacités calorifiques molaires (J.mol-1.K-1) : N2=61,6 ; H2 = 28,9 ; NH3 = 35,7. On suppose que ces capacités calorifiques sont constantes sur la plage de température. Entropies standards S°298K (J.mol-1.K-1) : N2=191,5 ; H2=130,6 ; NH3=192,3. a. La variation d’enthalpie standard de formation de l’ammoniac à pression constante, à 550°C est égale à -212 kJ.mol-1. b. La variation d’enthalpie standard de formation de l’ammoniac à pression constante, à 550°C est égale à -62,7 kJ.mol-1. c. La variation d’enthropie standard de la réaction (1) à 550°C est égale à 243,9 kJ.mol-1. d. La variation d’enthalpie standard de la réaction (1), à 550°C est égale à 37,66 kJ.mol-1. e. Si tous les gaz sont présents dans le système à la pression standard, la réaction (1) à est spontanée. 173. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La variation d’entropie standard associée à la réaction Ag+ (aq) + I- (aq) b. La variation d’entropie standard associée à la réaction CH3OH(l)

AgI(s) est positive. CH3OH(s) est positive.

c. La variation d’entropie associée à un changement d’état est nulle. d. L’entropie molaire standard de H2 (g) à 25°C est plus élevée que celle de H2 (g) à 100°C. e. L’entropie molaire standard de FeCl3(s) est plus élevée que celle de Fe(s). 174. Soit un système thermodynamique constitué d’eau liquide dont la température initiale T i est de 323 K. Dans des conditions isobares (P=1 atm), on chauffe ce système jusqu’à l’état de vapeur à la température finale T f=423 K. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : vapH(H2O(l)) = +44 kJ.mol-1 ; capacités calorifiques molaire CP (J.mol-1.K-1) : H2O(l)=+75,5 ; H2O(s)=33,6. a. b. 31

QCM CHIMIE GENERALE c. U = H d. La variation d’entropie S est positive. e. Au cours de la vaporisation de l’eau, la pression du système est indépendante de la température. 175. La réaction de combustion du saccharose C12H22O11

(s)

à 25°C, dans les conditions standard s’accompagne d’une

variation d’enthalpie rH°=-3650 kJ.mol-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le nombre de molécules de dioxygène mises en jeu dans cette réaction est de 6. b. Cette réaction est une réaction d’oxydation de C12H22O11. c. Cette réaction est exothermique. d. Lors de cette réaction, il y a diminution d’entropie. e. La chaleur échangée à volume constant (Qv) correspond à la variation d’énergie interne (U). 176. Considérons, à 25°C, la réaction de transformation des variétés allotropiques du carbone à 298K : C(graphite)

C(diamant). Le calcul de la variation d’enthalpie rH° de cette réaction peut se faire à partir des chaleurs de

combustion du C(graphite) et du C(diamant) respectivement égales à -393 kJ.mol-1. Données : rS°=+3,3 J.mol-1.K-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La variation d’enthalpie standard de la réaction de transformation est égale à 2 kJ.mol -1. b. La variation d’enthalpie standard de la réaction de transformation est égale à -788,2 kJ.mol-1. c. La réaction de transformation du diamant en graphite est exothermique. d. La transformation du diamant en graphite s’accompagne d’une augmentation du désordre. e. La variation d’enthalpie libre standard de la réaction de transformation est égale à 1016,6 kJ.mol -1. 177. In vivo, la chaîne mitochondriale des cellules métabolise l’oxygène provenant de la respiration. Ce processus est constitué d’une suite de réactions chimiques faisant apparaître des intermédiaires réactionnels, dont l’ion superoxyde O 2et sa forme acide HO2. La formation de HO2 (g) correspond à la réaction : ½ H2 (g) + O2 (g)

HO2

(g).

Parmi

les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la variation d’enthalpie standard de formation de HO2

(g)

à

25°C (en kJ.mol-1) ? Données : pour HO2 (g), rG° = +26,8 kJ.mol-1, rS° = -42 J.mol-1.K-1. a. -34,94 b. +34,94 c. +14,28 d. +13,13 e. -27,41 178. Parmi les propositions suivantes, indiquer la (les) transformation (s) correspondant à une augmentation de l’entropie du système. a. Fusion d’un solide b. Sublimation d’un solide c. Congélation d’un liquide d. 1 mole N2 (298 K, 1 atm)

1 mole N2 (298 K, 2 atm)

e. Dissolution du chlorure de sodium dans l’eau. 179. Si la variation d’entropie standard, rS°, à 298 K pour la réaction X (s)

Y

(g)

+2Z

(g)

est égale à 330 J.mol-1.K-1,

quelle est l’entropie molaire standard de X (s) en J.mol-1.K-1 à cette température ? Données : entropies molaires standard : S° (J.mol-1.K-1) : Y (g) = 210,0 ; Z (g) = 125. a. +60 b. -60 c. +90 d. +130 32

QCM CHIMIE GENERALE e. +160 180. La formation d’ozone (O3) à partir de dioxygène ne se produit que s’il y a un apport d’énergie au système (rH° > 0 et rS° < 0). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le signe de l’énergie de Gibbs rG de la réaction est celui de l’expression : rG = rH + (TxrS). b. L’énergie de Gibbs rG° de la réaction est positive quelle que soit la température. c. La réaction est spontanée si la variation d’enthalpie libre rG est positive. d. Il s’agit d’une transformation exothermique. e. Lors d’une transformation totale, 2 moles de dioxygène produisent 3 moles d’ozone. 181. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’entropie augmente quand un corps pur fond. b. L’entropie diminue quand un corps pur bout. c. L’entropie molaire standard d’un corps parfaitement cristallin est nulle à T=0. K. d. L’énergie de Gibbs d’une réaction est indépendante de la variation d’entropie du milieu réactionnel. e. L’entropie n’est pas une fonction d’état. 182. Parmi les propositions suivantes relatives à l’entropie d’une substance cristalline, indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Elle est nulle au zéro absolu. b. Elle est évaluée en J (ou en kJ).mol-1.K-1 ou J(ou kJ).K-1. c. C’est une mesure du désordre de la substance. d. Elle ne varie pas avec la température. e. C’est une fonction d’état. 183. Les propositions ci-dessous présentent des possibilités couplées pour les rH et rS d’une transformation chimique à une température donnée T. Choisir le(s) couple(s) de possibilités pour le(s) quel(s) la transformation peut survenir spontanément à cette température. a. rH < 0

rS < 0 avec │rH│ < │TrS│

b. rH < 0

 rS > 0

c. rH > 0

 rS < 0

d. rH < 0

rS < 0 avec │rH│ > │TrS│

e. Toutes les propositions précédentes sont fausses. 184. Soit la réaction : CaCO3 (s)

CO2 (g) + CaO (s)

rH°=-178 kJ.mol-1.

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données à 298 K : rG° (kJ.mol-1) : CO2

(g)

= -395 ; CaO : -604 ; CaCO3

(s)

= -1129 ; S° (J.mol-1.K-1) : CO2 (g) = +214;

CaO (s) = 40; CaCO3 (s) = +93. On suppose que les valeurs de rH° et rS° sont constants quelle que soit la température. a. La variation d’enthalpie libre standard de la réaction vaut 130 kJ.mol -1. b. La variation d’enthalpie libre de la réaction vaut -130 kJ.mol-1. c. Si les deux solides sont présents et si la pression de CO2 est égale à 1 bar, la réaction est spontanée. d. La variation d’entropie standard de la réaction vaut 161 J.mol -1.K-1. e. Si les deux solides sont présents et si la pression de CO2 est égale à 1 bar, la réaction de décomposition est spontanée à partir de 1105,6 K. 185. Soit un système constitué de 3 moles d’eau liquide et 5 moles d’azote, passant de 1 à 10 bar à 25°C (R=8,31 J.mol -1.K-1). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le diazote a subi une compression. b. La variation d’enthalpie libre pour H2O vaut 16,2 J.mol-1. c. La variation d’enthalpie libre pour H2O vaut 48,6 J. 33

QCM CHIMIE GENERALE d. La variation d’enthalpie libre pour les 5 moles d’azote vaut 28510 J. e. La variation d’enthalpie libre totale vaut environ 28560 J. 186. La variation d’enthalpie standard de fusion de l’eau est égale à 6,0 kJ.mol -1 à 0°C et la variation d’enthalpie standard de vaporisation de l’eau est égale à 40,7 kJ.mol-1 à 100°C. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La variation d’entropie standard de fusion de l’eau est égale à 21,98 J.mol -1.K-1. b. La variation d’entropie standard de fusion de l’eau est égale à -21,98 J.mol-1.K-1. c. La variation d’entropie standard de vaporisation de l’eau est égale à 109,11 J.mol -1.K-1. d. La variation d’entropie standard de vaporisation est toujours supérieure à la variation d’entropie standard de fusion. e. La variation d’entropie standard de sublimation et la variation d’entropie standard de fusion sont toujours positives. 187. Soit la réaction de formation de l’éthanol, à pression atmosphérique : 2 C(s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)

fH° = -276 kJ.mol-1.

CH3CH2OH (l) (1)

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : Tébul (éthanol, 1 atm)=79°C ; S°298K(J.mol-1.K-1) : C (s)=5,6 ; H2 (g)=130 ; O2 (g) = 205 ; CH3CH2OH (l) = 160. a. La variation d’entropie standard de la réaction (1) est égale à environ 343,7 J.mol -1.K-1. b. A la température de 298 K, la variation d’enthalpie libre standard de la réaction (1) est égale à environ -173,6 kJ.mol-1. c. A la température de 298 K, la variation d’enthalpie libre standard de la réaction (1) est égale à environ -203,4 kJ.mol-1. d. A 298 K, dans un système contenant du C(s), de l’éthanol (l) ainsi que du H2 (g) et du O2 (g) à la pression partielle de 1bar, la formation de l’éthanol liquide est une transformation spontanée. e. En considérant les mêmes quantités de matière qu’à la proposition précédente, si la température augmente de 20 degrés, la réaction (1) évolue en sens inverse (fH° et fS° sont constantes dans l’intervalle de température considéré). 188. Soit la réaction 2 Ag (s) + ½ O2 (g)

Ag2O (s). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s).

Données : fH°(kJ.mol-1) : Ag2O = -29,50 ; S°(J.mol-1.K-1) : Ag (s) =42,64 ; Ag2O (s) = 124,15 ; O2 (g) = 204,82. a. La réaction d’oxydation de l’argent correspond à la réaction de formation de Ag2O. b. La réaction étudiée est endothermique. c. Au cours de cette réaction, l’entropie augmente. d. Sous une pression de O2 (g) de 1 bar et en présence de AgO2 (s), l’argent s’oxyde spontanément à 298 K. e. Sous une pression de O2

(g)

de 1 bar et en présence de AgO2

(s),

pour les températures supérieures à 465 K,

l’argent n’est plus oxydable. 189. Etude de la transformation du glucose en acide lactique : la glycolyse. Toutes les réactions suivantes ont lieu dans les conditions standard : T=37°C, P=1 bar et pH=7. Les concentrations de toutes les espèces sont prises égales à 1 mol.l -1. Les abréviations utilisées sont Glu : glucose ; ATP : adénosine triphosphate ; lact : acide lactique ; ADP : adénosine diphosphate ; Pi : phosphate inorganique. Dans une cellule en anaérobiose, la synthèse de l’ATP s’effectue selon la réaction globale (glycolyse) : (1) Glu + 2 ADP + 2 Pi

2 Lact + 2 ATP + 2 H2O.

Cette réaction peut se décomposer en fait en deux réactions suivantes. (2)

ADP + Pi

ATP + H2O

rG°2 = +32 kJ.mol-1.

(3)

Glu

2 Lact

rG°3 = -210 kJ.mol-1.

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Dans ces conditions la réaction (2), synthèse de l’ATP est spontanée dans le sens 1. 34

QCM CHIMIE GENERALE b. Dans ces conditions, la réaction (1) est spontanée dans le sens 2. c. En combinant les réactions (2) et (3), la synthèse de l’ATP selon la réaction (1) s’effectue de façon continue dans les conditions cellulaires. d. Dans ces conditions, la réaction (1) est thermodynamiquement possible dans le sens 2. e. La variation d’enthalpie libre standard (rG°1) est à environ -178 kJ.mol-1. 190. Le carbone présente à l’état naturel deux variétés allotropiques (de structures cristallines différentes) : le diamant et le C (diam) rH° = 1,88 kJ.mol-1.

graphite. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : C (graph) S° 298 K (J.mol-1.K-1) : C (graph) = 5,69 ; C (diam) = 2,43.

a. La variation d’enthalpie standard de la transformation du carbone diamant C est égale à 1,88 kJ.mol -1. b. La variation d’enthalpie libre standard de la réaction C (graph)

C (diam) est négative.

c. La variété stable à 298 K, dans les conditions standard, est la forme diamant. d. A 298 K, la transformation C (graph)

C

(diam)

est thermodynamiquement possible dans les conditions

standard. e. Si on augmente la température, on favorise la transformation C (graph) en C (diam). 191. Soit ‘équilibre PCl3 (l)

PCl3

(g).

Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond à la

température d’ébullition Teb de PCl3, sous une pression de 1 bar ? Données : fH° (kJ.mol-1) : PCl3(l)=-319,7 ; PCl3(g)=287,0 ; S° (J.mol-1.K-1) : PCl3(s)=217,1 ; PCl3(g)=311,8. a. Teb = 300 K b. Teb = 320 K c. Teb = 345 K d. Teb = 400 K e. Il manque des données pour déterminer cette valeur. 192. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Une réaction exothermique est toujours une réaction spontanée. b. Une réaction exothermique, pour laquelle la variation d’entropie standard rS est négative est toujours spontanée, pour toute température inférieure au rapport rH/rS. c. Si rH est positive et rS négative, la transformation aura lieu pour toute température supérieure au rapport rH/rS. d. Si rH est positive et rS négative la transformation sera toujours spontanée quelle que soit la température. e. L’entropie molaire standard d’un corps pur parfaitement cristallisé à T=0 est nulle. 193. Synthétisée à partir d’ADP et de phosphate au cours des réactions du catabolisme, la molécule d’ATP transfert l’énergie chimique ainsi stockée à de nombreuses réactions et transformations endergoniques de la cellule. L’hydrolyse de l’ATP peut affecter deux fonctions anhydride phosphorique : (1)

ATP + H2O

ADP + HPO42-

rG°1 = -29,3 kJ.mol-1.

(2)

ATP + H2O

AMP + PPi*

rG°2 = -37,4 kJ.mol-1.

PPi* = anion pyrophosphate : P2O74-. Le phosphoénolpyruvate fait partie des composés phosphorylés capables de transformer de l’énergie suivant la réaction (3): (3) Phosphoénolpyruvate + ADP

Pyruvate + ATP

On sait que l’hydrolyse du phosphoénolpyruvate qui se fait selon la réaction (4) : (4) Phosphoénolpyruvate + H2O

Pyruvate + HPO42-

rG°4=-61,9 kJ.mol-1.

La conversion de l’arginine en arginine-phosphate se fait selon la réaction (5) : (5) Arg + HPO42-

Arg-P + H2O

rG°5 = +29,3 kJ.mol-1.

Toutes les réactions suivantes ont lieu dans les conditions standard : T=37°C, P=1bar et pH=7. Les concentrations de toutes les espèces sont prises égales à 1 mol.l-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). 35

QCM CHIMIE GENERALE a. Afin que la réaction (5) soit thermodynamiquement possible dans les conditions standard, on pourrait la coupler avec la réaction (6) : (6) ATP + H2O

ADP + HPO42-

rG°6 = -29,3 kJ.mol-1.

b. Afin que la réaction (5) soit thermodynamiquement possible dans les conditions standard, on pourrait la coupler avec la réaction (7) : (7) Glucose-6-PO32- + H2O

Glucose + HPO42-

rG°7 = -12,6 kJ.mol-1.

c. Afin que la réaction (7) soit thermodynamiquement possible dans le sens 2 dans les conditions standard, on pourrait la coupler avec la réaction (6). d. La réaction (3) est thermodynamiquement possible dans les conditions standard. e. La variation d’enthalpie libre standard associée à la réaction 3 est égale à -91,2 kJ.mol-1. 194. Une bouteille thermos isolante (contenance 2 l) contient 500 ml de thé à 65°C. On veut préparer du thé à 45°C à l’aide de thé froid à la température ambiante de 25°C. La chaleur spécifique du thé est c=4,18 J.g -1.K-1. La masse volumique du thé est  =1 g.ml-1. Ces deux grandeurs sont supposées constantes sur l’intervalle de température 20°C – 70°C. On négligera la capacité calorifique de la bouteille thermos. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La chaleur dégagée par le thé chaud est égale à la chaleur absorbée par le thé froid. b. Le volume de thé froid que l’on doit ajouter dans la bouteille est 500 ml. c. Le volume de thé froid que l’on doit ajouter dans la bouteille est de 1 L. d. La variation d’entropie S1 du thé chaud est égale à 128,5 J.K-1. e. La variation d’entropie S2 du thé froid est égale à 135,75 J.K-1. 195. Il faut fournir 304,72 kJ pour transformer 100 g de glace à -20°C en vapeur à 100°C. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Données : enthalpie molaire de fusion de la glace fusH=6 kJ.mol-1. Enthalpie molaire de vaporisation de l’eau vapH=40,6 kJ.mol-1. Chaleur spécifique de la glace cs=2,09 J.K-1.g-1. Chaleur spécifique de l’eau cl = 4,18 J.K-1.g-1. a. La transformation totale nécessite 5 étapes « thermodynamiques » successives. b. Au cours de la transformation, l’entropie diminue. c. Au cours de la transformation, l’entropie augmente. d. La variation d’entropie de la transformation est égale à 772,83 J.K -1. e. La variation d’entropie de la transformation est égale à 873,2 J.K -1.

Equilibres chimiques 196. Soit l’équilibre chimique suivant : 2 SO2 (g) + O2 (g) Données :

2 SO3 (g).

SO2 (g)

O2 (g)

2 SO3 (g)

fH°298 K (kJ.mol )

-296,8

0

-395,7

S° 298 K (J.mol-1.K-1)

+248,2

+205,2

+256,8

-1

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La réaction est exothermique dans le sens 1. b. Une diminution de température déplace l’équilibre dans le sens 1. c. Une diminution de température déplace l’équilibre dans le sens 2. d. Une augmentation de pression déplace l’équilibre dans le sens 1. e. Une augmentation de pression n’a aucune influence sur l’équilibre. 197. Pour la réaction : BeSO4 (s) K1=3,87.10-16

à T1=127°C

K2=1,67.10-8

à T2=327°C

BeO(s) + SO3 (g), les valeurs de la constante d’équilibre ont été déterminées.

Evaluer l’ordre de grandeur (en kJ.mol-1) de la variation de l’enthalpie standard rH° associée à la réaction dans cet intervalle de température. On supposera rH° constant sur l’intervalle de température et R=8,31 J.mol -1.K-1. 36

QCM CHIMIE GENERALE a. 30,3 b. 30335 c. 175 d. -175 e. -30,3 198. Quels sont, parmi les équilibres suivants, ceux qui évoluent spontanément, dans le sens 1, si l’on double le volume qui est offert au système. On considère les gaz comme parfaits et T constante. a. Br

+ Cl

2(g)

b. 3 CO

(g)

c. 2 COF d. HCl

2 BrCl

2(g)

+ Cl

COCl

2 (g)

CO

2 (g)

+ NH

(g)

e. CO

+C

2 (g)

2 (g)

2 (g)

NH Cl

3 (g)

4

2 CO

(s)

(g)

+ CF

4 (g)

(s)

(g)

199. Quels sont, parmi les équilibres suivants, eux qui sont déplacés dans le sens 1 lors d’un abaissement de la température. a. BaCO

BaO

3 (g)

b. CO

(g)

+3H

c. CH CO H 3

d. N

2 (g)

2

(l)

+3H

CH

2 (g)

+ CH OH 3

(l)

(s)

4 (g)

2

3

2

rH° = 269,3 kJ.mol

2 (g)

+H O

CH CO CH 2 NH

2 (g)

+ CO

rH° = -230 kJ.mol

(g)

3 (l)

+H O 2

(l)

3 (g)

-1

-1

rH° = 0 rH° = -92,4 kJ.mol

-1

e. Aucun des équilibres précédents ne répond à la question. 200. Soit un système comprenant à 298 K, du diazote, du dihydrogène et de l’ammoniac en phase gazeuse aux pressions partielles respectives de 2 bar, 1 bar et 3 bar. Les trois constituants peuvent réagir selon la réaction : 3 H2 (g) + N2 (g)

2 NH3 (g). Données à 298 K : fG°(NH3(g))=-16,63 kJ.mol-1 ; R=8,31 J.mol-1.K-1.

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le système est à l’état d’équilibre. b. Le système évolue dans le sens 1. c. La constante d’équilibre K est égale à 825,05. d. La constante d’équilibre K est égale à 6,8.105 e. Le quotient de réaction est égal à 4,5.

Couples acido-basiques et réactions 201. Indiquer la proposition exacte relative à la réaction : Ag+ (aq) + NH3 (aq)

Ag(NH3)+ (aq)

a. NH3 réagit comme un acide de Brönsted b. NH3 réagit comme une base de Brönsted c. Ag+ réagit comme une base de Brönsted d. Ag+ réagit comme un acide de Lewis e. Ag+ réagit comme une base de Lewis 202. Indiquer la proposition exacte. Un composé HX sera d’autant plus acide (Brönsted) que la liaison entre H et X est : 37

QCM CHIMIE GENERALE a. Faible et polaire b. Faible et non polaire c. Forte et polaire d. Forte et non polaire e. Courte 203. Indiquer la proposition exacte. a. NH3 est un acide fort b. NH3 est une base forte c. L’ion formiate HCOO- est une base plus forte que l’ion acétate CH3COO-. d. CO32- est une espèce amphotère. e. HSO4- est un acide plus fort que HSO3-. 204. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’eau est un amphotère car elle peut réagir comme une base ou comme un acide en fonction de l’espèce chimique à laquelle est associée. b. La valeur du produit ionique de l’eau est 1014. c. Plus un acide est fort, plus son pKa est faible. d. La base conjuguée d’un acide fort est une base forte. e. La constante d’acidité Ka est définie par : Ka = [acide] x [H3O+]/[base] 205. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Un acide est d’autant plus fort en solution qu’il est peu dissocié b. Un acide faible se dissocie partiellement en solution. c. La constante d’acidité Ka permet à la fois de définir la force de l’acide HA et celle de sa base conjuguée A-. d. L’autoprotolyse de l’eau correspond à la réaction 2 H2O

OH- + H3O+

e. Le pH du sang artériel varie de 6,9 à 7,8. 206. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On donne Ke(37°C) = 2,4.10 -14 a. A 37°C, la concentration molaire en H3O+ et OH- d’une solution neutre est 1,55.10-7 mol.l-1. b. A 37°C, la concentration molaire en H3O+ et OH- d’une solution neutre est 2,1.10-7 mol.l-1. c. Dans le sang à 37°C, [H3O+]=4.10-8 mol.l-1 et la concentration calculée en OH- est 3.10-7 mol.l-1. d. Dans le sang à 37°C, [H3O+]=4.10-8 mol.l-1 et la concentration calculée en OH- est 6.10-8 mol.l-1. e. Dans le sang à 37°C, [H3O+]=4.10-8 mol.l-1 et la concentration calculée en OH- est 3.10-8 mol.l-1. 207. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On donne pour l’alanine CH3CH(NH2)-COOH, pKa1(COOH)=2,3 et pKa2(NH2)=9,7. a. A pH=7, la forme prépondérante du groupement carboxyle est non ionisée. b. A pH=1, la forme prépondérante du groupement carboxyle est non ionisée. c. A pH=12, la forme prépondérante du groupement carboxyle est ionisée. d. A pH=7, la forme prépondérante du groupement aminé est ionisée. e. A pH=12, la forme prépondérante du groupement aminé est non ionisée. 208. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On donne, pour l’acide barbiturique, R-COOH, pKa(COOH)=7,6. a. A pH=7, la fraction diffusible = 10 x la fraction non diffusible. b. A pH=7, la fraction diffusible = 3,98 x la fraction non diffusible. c. A pH=7, la fraction diffusible = 4,2 x la fraction non diffusible. d. Dans le cas d’une intoxication à l’acide barbiturique, une diminution du pH sanguin est favorable au patient. e. Dans le cas d’une intoxication, une diminution du pH sanguin est défavorable au patient.

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QCM CHIMIE GENERALE 209. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). Le cyanure de potassium (KCN) en solution se dissocie en ions K+ (ion indifférent) et CN-. On dispose d’une solution de KCN dont le pH est égal à 11,2. Sachant que la constante d’acidité Ka de HCN est égale à 6,0.10-10 et que l’on néglige les ions OH- provenant de la dissociation de l’eau : a. L’équilibre qui s’établit est : CN- + H2O

HCN + OH-

b. La concentration en ions H3O+ est 6,3.10-12 mol.l-1. c. La concentration en OH- est 1,6.10-3 mol.l-1. d. La concentration en HCN est 1,6.10-3 mol.l-1. e. Etant donné la faible basicité de l’ion CN-, sa concentration initiale Co est égale à 1,6.10-1 mol.l-1. 210. La théophylline est un alcaloïde utilisé dans le traitement de l’asthme ; Il peut être administré notamment par voie orale. Ce composé présente un seul pKa qui vaut 8,81 et est associé à une fonction amine. Le pH de l’estomac est considéré égal à 2, le pH de l’intestin est voisin de 7. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La forme acide de ce composé est ionique. b. Dans l’estomac, on a [forme ionique] / [forme non ionique] = 1,55.10-7. c. Dans l’estomac, on a [forme ionique] / [forme non ionique] = 6,46.106. d. Dans l’intestin, la forme ionique est présente en plus grande quantité que dans l’estomac. e. La théophylline est absorbée préférentiellement dans l’estomac. 211. Quel(s) sel(s) forme(nt) une solution acide ? a. CH3COONa b. NH4Cl c. Na2HPO4 d. Na2CO3 e. NaHCO3. 212. Quel(s) composé(s) forme(nt) une solution aqueuse basique ? a. Ca(OH)2 b. NH4NO2 c. NaHS d. HF e. NaClO 213. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. H3O+ est l’acide conjugué de OH-. b. Ka + Kb = 14 c. Pour une solution acide pOH > 7. d. Pour une solution basique : pH < 7. e. Le produit ionique de l’eau pKe = pH – pOH. 214. Les acides pyruvique (a) et lactique (b) ont les formules suivantes (a) CH3-CO-COOH (pKa2,5) et (b) CH3-CHOHCOOH (pKa=3,9). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’acide lactique est l’acide le plus fort. b. L’acide pyruvique est le plus dissocié en solution aqueuse. c. L’acide lactique est le plus dissocié en solution aqueuse. d. A pH=7,4, la forme prédominante de l’acide pyruvique est la forme acide. e. A pH = 7,4, la forme prédominante de l’acide lactique est la forme basique.

Calcul de pH

39

QCM CHIMIE GENERALE

215. Une solution aqueuse de trialkylammonium, à la concentration de 10 mmol.l-1 a un pH de 6,5. Quel est le pKa de la trialkylamine ? a. 1,0 b. 7,0 c. 11,0 d. 15,0 e. 3,0 216. Une solution aqueuse d’acide R-COOH à 100 mmol.l-1 donne un pH de 2,35. Quelle est la constante d’acidité de RCOOH ? a. 4,47.10-3 b. 4,47.10-4 c. 3,35 d. 3,7 e. 2.10-4 217. On dissout l’acide AH dans l’eau à la concentration 10-8 mol.l-1. Dans ces conditions, la fraction ionisée  de l‘acide vaut 10-1. Déterminer le pH de la solution à 10-1 près. a. 1 b. 9 c. 7 d. 8 e. 4,5 218. Parmi les propositions suivantes, laquelle permet de déterminer le pH à l’équilibre d’une solution d’un acide faible de concentration C ? a. pH= 1/2 (pKe + pKa + log C) b. pH = 14 +log C c. pH = -log C d. pH = pKa – ln [A-] / [AH] e. pH = ½ (pKa – log C) 219. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Un acide faible se dissocie partiellement en solution. b. Le pH d’une solution d’acide fort est donné par la relation pH = log C c. Les sucs gastriques ont un pH très acide (pH < 2). d. Le pH du sang artériel est légèrement basique (pH = 7,4). e. Le pH d’une solution d’acide faible est donné par la relation pH = ½ pKa – ½ log C 220. Parmi les propositions suivantes, laquelle permet de déterminer le pH à l’équilibre d’une solution de base faible de concentration C ? a. pH = ½ (pKe + pKa + log C) b. pH = 14 + log C c. pH = - log C d. pH = pKa + ln [AH] / [A-] e. pH = ½ (pKa – log C) 221. Soit la dissociation de NH4OH : NH3 (g) + H2O

NH4OH

NH4+ + OH-. Le Ka de l’ammoniac est de 5,2.10-10

à 25°C. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). 40

QCM CHIMIE GENERALE a. Le pH d’une solution aqueuse d’ammoniaque de molarité 0,1 mol.l-1 est 11,14. b. Le coefficient de dissociation a de NH4OH d’une solution aqueuse d’ammoniaque de molarité 0,1 mol.l -1 est égal à 0,138. c. Le pH d’une solution molaire de chlorure d’ammonium NH 4Cl est égal à 4,64. d. Le pH d’une solution molaire de chlorure d’ammonium NH 4Cl est égal à 9,28. e. Si on mélange en quantité égale, une solution 0,1 mol.l-1 d’ammoniac et une solution 0,1 mol.l-1 de chlorure d’ammonium, le pH de cette solution sera égal à 9,28. 222. La cocaïne est une base faible dans l’eau selon Brönsted (pKa=8,7 à 25°C). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Une solution de cocaïne dans l’eau à une concentration égale à 10-3 mol.l-1 a un pH acide. b. Une solution de chlorhydrate de cocaïne dans l’eau à une concentration égale à 10-3 mol.l-1 a un pH neutre. c. Le pKb de la cocaïne est égal à 5,3. d. La constante de basicité de la cocaïne est égale à 10-8,7. e. Le pH d’une solution aqueuse de cocaïne dépend de son pKa et de sa concentration. 223. L’acide perchlorique (HClO4) est un acide fort dans l’eau soit une solution d’acide perchlorique de concentration égale à 1 mol.l-1 à 25°C. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le pH de la solution est égal à 0. b. Le pH d’une solution au 1/10ème de la solution est égal à 2. c. Le pH d’une solution au 1/100ème de la solution est égal à 2. d. L’ion perchlorate (ClO4-) correspond à la base conjuguée de l’acide perchlorique dans l’eau. e. Le pH d’une solution au 1/108ème de la solution est égal à 8. 224. Parmi les propositions suivantes relatives à l’acide carbonique H2CO3, Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’espèce prédominante à pH=7,4 est l’acide carbonique. b. L’espèce prédominante à pH=7,4 est l’ion hydrogénocarbonate (HCO3-). c. L’espèce prédominante à pH=7,4 est l’ion carbonate (CO 32-). d. Le pH d’une solution aqueuse contenant de l’acide carbonique à une concentration de 0,01 mol.l-1 est supérieur au pKa1. e. A pH égal à 6,4, les concentrations en acide carbonique et en ion hydrogénocarbonate sont égales. 225. L’ibuprofène possède dans sa structure un groupe carboxyle (COOH) de pKa égal à 4,5. Soit une solution de ce principe actif dans l’eau à 25°C. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’espèce prédominante à pH égal à 7,4 est moléculaire (non ionisée). b. L’espèce prédominante à pH égal 2,5 est ionisée. c. A une valeur de pH égale à 4,5, il y a autant de forme moléculaire que de forme ionisée. d. La constante d’acidité de l’ibuprofène est égale à 10 -9,5. e. La valeur de pH d’une solution aqueuse d’ibuprofène est indépendante de la concentration en ibuprofène. 226. Le tripeptide glutathion (GSH) comporte dans sa structure un résidu cystéine dont le pKa du groupe sulfhydryle (thiol : SH) est égal à 8,7. L est hydrolysé par catalyse enzymatique en un dipeptide, la cystéinylglycine, dont le pKa du groupe SH est égal à 6,8. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. A pH égal à 7,4, la forme thiolate du glutathion (GS -) est prépondérante. b. Le groupe thiol confère des propriétés de base faible aux deux peptides, selon Brönsted. c. Le pH est indépendant de la température. d. A pH égal à 7,4, la forme thiolate de la cystéinylglycine est prépondérante. e. La valeur du point isoélectrique des deux peptides est indépendante du pKa du groupe thiol. 227. Parmi les propositions suivantes relatives au couple NH4+/NH3, Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’ion ammonium est un accepteur de protons dans l’eau.

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QCM CHIMIE GENERALE b. Une solution aqueuse de chlorure d’ammonium à une concentration de 1 mol.l -1 a un pH égal à 9,25. c. Une solution aqueuse d’ammoniaque à une concentration de 1 mol.l -1 a un pH égal à 9,25. d. Une solution contenant la même concentration en ion ammonium et en ammoniac a un pH égal à 9,25. e. L’ajout d’une mole d’acide chlorhydrique à 1 L d’une solution d’ammoniaque à une concentration de 1 mol.l -1 conduit à un pH égal à 7 après réaction. 228. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10-1 près) d’une solution contenant le mélange à volumes égaux d’acide chlorhydrique (HCl) à 10 -2 mol.l-1 et de bromure de sodium (NaBr) à 10-2 mol.l-1 ? a. 1,7 b. 2,0 c. 2,3 d. 7,0 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 229. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10 -1 près) d’une solution de Na2CO3 à 10-1 mol.l-1 ? a. 5,6 b. 8,3 c. 11,6 d. 12,6 e.

Aucune des propositions précédentes n’est exacte.

230. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle correspond au pH (à 10 -1 près) d’une solution de NaHS à 10-2 mol.l-1 ? a. 4,5 b. 7,0 c. 10,0 d. 12,0 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 231. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10 -1 près) d’une solution contenant le mélange à volumes égaux d’acide perchlorique (HClO 4) à 0,4 mol.l-1 et d’acide fluorhydrique (HF) à 0,4 mol.l-1 ? a. 0,4 b. 0,7 c. 1,8 d. 7,0 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 232. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10-1 près) d’une solution contenant un mélange à volumes égaux de chlorure de potassium (KCl) à 0,6 mol.l -1 et d’hypoiodite de sodium (NaIO) à 0,6 mol.l-1 ? a. 5,5 b. 12,0 c. 12,2 d. 12,5 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 233. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10-1 près) d’une solution de sulfite de sodium (Na2SO3) à 0,1 mol.l-1 ? On donne Ka1 (H2SO3/HSO3-)=1,7.10-2 et Ka2 (HSO3-/SO32-)=6,2.10-8. a. 1,4 b. 4,5 c. 7,0

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QCM CHIMIE GENERALE d. 14,1 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 234. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10 -1 près) d’une solution contenant HNO2 à 0,2 mol.l-1 et CH3COOH à 0,2 mol.l-1 ? a. 2,0 b. 2,7 c. 4,0 d. 7,0 e. Aucune des propositions précédentes n’est exacte. 235. L’amphétamine a une masse molaire de 135 g.mol -1 et un pKa de 10. On considère que, dans l’estomac, les sécrétions de HCl donnent un pH de 1. Soit une solution contenant 135 mg d’amphétamine dans 100 ml d’eau.

+HCl

Chlorhydrate d’amphétamine

Indiquer la (les) proposition (s) exacte(s). a. La concentration de la solution d’amphétamine est de 10 -3 mol.l-1. b. La solution d’amphétamine a un pH=11 c. La solution d’amphétamine a un pH=6. d. Si la solution est diluée par 10, la formule : pH=7 + 1/2 (pKa + log C) peut être utilisée pour calculer le pH. e. L’amphétamine se retrouve dans l’estomac sous forme de chlorhydrate.

Solutions tampons 236. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10 -1 près) d’une solution tampon constituée par 0,15 mol.l-1 en NH3 et 0,35 mol.l-1 en NH4Cl. a. 7,1 b. 5,1 c. 8,8 d. 9,2 e. > 9,2 237. Parmi les propositions suivantes, indiquer le (les) mélange(s) qui conduit (conduisent) à une solution tampon. a. 0,2 mol.l-1 de CH3COONa + 0,2 mol.l-1 de CH3COOH b. 0,2 mol.l-1 de CH3COONa + 0,1 mol.l-1 de HCl c. 0,1 mol.l-1 de NaOH + 0,2 mol.l-1 de CH3COOH d. 0,2 mol.l-1 de CH3COONa + 0,2 mol.l-1 de HNO2 e. 0,2 mol.l-1 de CH3COONa + 0,2 mol.l-1 de NH3 238. Indiquer la (les) proposition(s) permettant d’obtenir 1L d’une solution tampon de pH compris entre 6,9 et 7,1. a. 0,02 mole de Na2HPO4 et 0,03 mole de NaH2PO4 b. 0,03 mole de Na2HPO4 et 0,02 mole de NaH2PO4 c. 0,05 mole de Na2HPO4 et 0,03 mole de HCl d. 0,05 mole de Na2HPO4 et 0,03 mole de NaOH e. 0,025 mole de NH3 et 0,025 mole de CH3COOH 239. Afin de modéliser les équilibres acido-basique du sang, on prépare 100 mL d’une solution aqueuse d’un système tampon H2CO3/HCO3- de concentrations : [H2CO3]=1,2.10-3 M et [HCO3-]=24.10-3 M. Ce modèle est soumis à une agression

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QCM CHIMIE GENERALE acide simulant une acidose métabolique correspondant à l’ajout de 3.10-4 mole d’ions H3O+ dans la solution. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Chez un individu sain, cette concentration en H2CO3 correspond à une pression partielle en CO2 égale à 35 mmHg. b. L’ajout de 3.10-4 mole d’ions H3O+ dans 100 mL d’eau pure ferait chuter le pH à une valeur de 2,5. c. Après addition de l’acide, le pH du système tampon est égal à 6,8. d. Après addition de l’acide, la concentration en ions HCO 3- est égale à 27.10-3 M. e. Le pouvoir tampon de la solution est égal à 0,005.

Dosages acidobasiques 240. 50 mL d’une solution à 0,5 mol.l-1 d’acide acétique sont dosés par une solution d’hydroxyde de sodium à 0,5 mol.l-1 Parmi les propositions suivantes, indiquer le meilleur indicateur coloré pour ce dosage. a. Orange de méthyle, pKa=3,5. b. Vert de bromocrésol, pKa=4,7 c. Rouge de méthyle, pKa=5,2 d. Bleu de bromothymol, pKa = 7,1 e. Phénolphtaléine, pKa=9,3. 241. Le graphe ci-dessous correspond au dosage par la soude en solution aqueuse de chlorhydrate de la glycine (HOOC-CH2NH3+, Cl-). On donne pKa1=2,3 ; pKa2=9,6. La concentration de la solution de soude est 2 mol.l-1. La solution de glycine au départ a une concentration CGly=0,1 mol.l-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). pH y ● ●

●z

x

w ● v● Veq/4 Veq/2 3/4Veq

Veq

V

a. Au point V, l’espèce prédominante est la forme diacide de la glycine. Le pH y est donné par la relation pH=-log (CGly). b. Au point V, le pH est de 2,3. c. Au point X, le pH est indépendant de CGly. d. Au point X, le pH est égal à 7. e. Au point Y, le pH est égal à 11,9. 242. Parmi les propositions suivantes, quelle est celle qui correspond au pH (à 10-1 près) d’un mélange de 100 mL de HCOOH à 10-2 mol.l-1 et de 1 mL de NH à 1 mol.l-1. a. 3,6 b. 7,0 c. 6,4 d. 9,2 e. 10,1 44

QCM CHIMIE GENERALE 243. Soit un diacide faible, de molarité 1M, dont les constantes d’acidité sont égales à 10 -6,4 et 10-10,4. On effectue une neutralisation de cet acide par une solution de soude (hydroxyde de sodium) en négligeant la variation de volume de la solution. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Avant adjonction de soude, le pH de la solution est égal à 3,2. b. A demi-neutralisation de la première acidité, le pH est égal à 6,4. c. A neutralisation complète de la première acidité, le pH est égal à 7,0. d. A demi-neutralisation de la seconde acidité, le pH est égal à 10,4. e. A neutralisation complète de la seconde acidité, le pH est égal à 12,2. 244. Une solution aqueuse d’un monoacide, de molarité 0,1 mol.l-1, présente un pH=3. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Il s’agit d’un monoacide faible. b. Le pKa de ce monoacide est égal à 5. c. Il y a cent fois plus de forme acide que de base conjuguée. d. La concentration en ions OH- de cette solution aqueuse est égale à 10-11 Eq.l-1. e. L’ajout de 0,05 mole de soude, NaOH, dans un litre de cette solution ramène le pH à 5. 245. On mélange 200 mL d’acide chlorhydrique à 0,1 mol.l -1 et 30 mL de soude à 0,1 mol.l-1. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le pH de la solution d’acide chlorhydrique est égal à 2. b. Le pH de la solution de soude est égal à 11. c. Le pOH de la solution de soude est égal à 1 d. Le pH du mélange est égal à 12,3. e. Le pH du mélange est égal à 7.

Equilibres d’oxydo-réduction Nombre d’oxydation et généralités

246. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) a. Une réaction de réduction est une perte d’électron(s) b. Une oxydation d’un élément est associée à une augmentation de don nombre (degré) d’oxydation. c. Une réaction d’oxydation correspond à une perte d’électron(s). d. La somme algébrique des nombres (ou degrés) d’oxydation des différents éléments présents dans une espèce chimique non chargée est égale à zéro. e. Le nombre (ou degré) d’oxydation d’un corps simple est nul. 247. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) relative(s) au nombre d’oxydation de l’atome de phosphore P dans les espèces chimiques suivantes. a. Pentaoxyde de phosphore : +III b. Phosphine : -III c. Dihydrogénophosphate de potassium : + V d. Acide phosphorique : - III e. Phosphore élémentaire : +IV. 248. Les nombres d’oxydation des éléments présents dans les espèces chimiques sont : a. Na2O : Na (+II), O (-II) 45

QCM CHIMIE GENERALE b. HNO3 : H (+I), N(+V), O (-II) c. MnO4- : Mn (+VIII), O (-II) d. H2O2; H (+I), O (-II) e. MnO2 : Mn (+IV), O (-II) 249. Soit la série des composes suivants de l’azote : N2, NO, HNO2, NO3-. Parmi les propositions suivantes donnant respectivement les nombres (ou degrés) d’oxydation de l’élément azote de ces différentes espèces, indiquer la proposition exacte : a. +I, +II, +III, +IV. b. +I, +II, +III, +V c. 0, +II, +III, +V d. 0, +II, +IV, +V e. 0, +III, +II, +IV 250. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la réaction 2 NaCl + 3 H 2SO4 + MnO2 2 NaHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + Cl2. a. L’élément soufre dans cette réaction, présente le même nombre d’oxydation dans tous les composés le contenant. b. L’élément manganèse de MnSO4 est oxydé par rapport au manganèse de MnO2. c. L’élément chlore dans Cl2 est réduit par rapport au chlore de NaCl. d. MnO2 est le dioxyde de manganèse. e. L’élément oxygène dans MnO2 présente un nombre d’oxydation égal à –I. 251. L’acide hypochloreux est un acide faible dans l’eau : pKa (HClO/ClO-=7,5. Il possède également des propriétés redox : E° (HClO/Cl2)=+1,63 V. Une solution aqueuse de son sel de sodium (NaClO ; hypochlorite de sodium) correspond à l’eau de Javel. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’eau de javel a un pouvoir désinfectant s’expliquant par son pouvoir réducteur. b. L’eau de javel a un pH basique. c. Le potentiel du couple redox (HClO/Cl2) est indépendant du pH. d. Le nombre d’oxydation dans l’élément chlore dans l’acide hypochloreux (HClO) est égal à +I. e. Le nombre d’oxydation de l’élément chlore dans l’ion hypochlorite (ClO -) est égal à +II. 252. Les bactéries nitrifiantes transforment les ions ammonium (NH 4+) en ions nitrate (NO3-) en ions nitrite (NO2-) ; Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’élément azote dans NH4+ a un nombre d’oxydation égal à –II. b. L’élément azote dans NO3- a un nombre d’oxydation égal à +V. c. L’élément azote dans NO2- a un nombre d’oxydation égal à +II. d. La transformation de NH4+ en NO3- correspond à une réaction de réduction de l’azote. e. La transformation de NO3- en NO2- correspond à une réaction d’oxydation de l’azote. 253. La transformation de NO3- en NO2- correspond à une réaction de réduction de l’azote. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. 3 HNO2

HNO3 + 2 NO + H2O est une réaction de dismutation.

b. Cl2 + 2 NaOH

NaClO + NaCl + H2O est une réaction de dismutation.

c. H2SO4 + Ca(OH)2

CaSO4 + 2 H2O est une réaction d’oxydo-réduction.

d. H2SO4 + 2 NH3

(NH4)2SO4 est une réaction de neutralisation.

e. Na2CO3 + CaCl2

2 NaCl + CaCO3 ↓ est une réaction d’oxydo-réduction.

Réactions d’oxydo-réduction et leur prévision. 46

QCM CHIMIE GENERALE 254. On peut caractériser une fonction aldéhyde grâce à la réaction avec le réactif de Tollens qui conduit à la formation d’un dépôt d’argent selon : CH3-CHO + 2 [Ag(NH3)2]+ + 2 OH-

CH3-COOH + 2 Ag + H2O + 2 NH3. Parmi les propositions

suivantes, citer celle qui est inexacte. a. Ag+ joue un rôle d’oxydant. b. L’acétaldéhyde est oxydé. c. Le nombre d’oxydation de l’atome de carbone du groupe carbonyle est modifié. d. 2 électrons de l’acétaldéhyde sont transférés à OH-. e. Les coefficients stœchiométriques sont faux. 255. La liqueur de Fehling sert à identifier les sucres réducteurs. La transformation de la fonction aldéhyde présente dans ces sucres en fonction acide, en présence d’ions Cu+ contenus dans la liqueur de Fehling, conduit à la formation d’un dépôt rouge d’oxyde du cuivre Cu2O. La réaction a lieu en milieu basique. Les couples redox mis en jeu sont : Cu2+/Cu2O ; RCOOH (acide)/ R-CHO (aldéhyde). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’aldéhyde joue le rôle de l’oxydant. b. Au cours de la conversion de l’aldéhyde en acide, deux électrons sont mis en jeu. c. La demi-équation correspondant à la transformation de l’ion Cu2+ en Cu2O est : 2 Cu2+ + 2 e- + 2 OHCu2O (s) + H2O. d. L’ion Cu2+ est oxydé en Cu2O. e. Au cours de la réaction, l’aldéhyde cède des électrons à l’ion Cu2+. 256. On introduit un copeau de cuivre dans une solution aqueuse d’hydroxyde d’ammonium. En faisant barboter de l’air dans cette solution, il apparaît un complexe soluble de couleur bleue [Cu(NH3)4]2+, résultant de l’action du dioxygène O2 sur le cuivre métallique. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) dans les conditions opératoires indiquées ci-dessous a. O2 + 4 H+ + 4 e-

2 H2O

b. O2 + 2 H2O + 4 e-

[Cu(NH3)4]2+ + 4 H2O + 2 e-

c. Cu + 4 NH4OH d. Cu + 2 H+ e.

4 OH-

Cu2+ + H2 (g)

2 Cu + 8 NH4OH + O2

2 [Cu(NH3)4]2+ + 4 OH- + 6 H2O

257. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). On donne les potentiels standard des couples redox suivants : E°(MnO4/Mn2+]=+1,51 V ; E°(Br2/Br-)=+1,06 V; E°(HClO/Cl2)=+1,58 V. a. Une réaction d’oxydo-réduction peut avoir lieu quand on et en présence MnO4- et Br2. b. Une réaction d’oxydo-réduction peut avoir lieu quand on met en présence MnO4- et Br-. c. Une réaction d’oxydo-réduction peut avoir lieu quand on met en présence Mn2+ et Br-. d. Pour le couple HClO/Cl2, la réaction conduisant du Cl2 vers la formation de HClO est une réduction. e. Le nombre d’oxydation de l’élément chlore dans HClO est +II. 258. On plonge une lame de zinc dans 50 mL d’une solution de sulfate de cuivre de concentration 0,02 mol.l -1. La réaction d’oxydoréduction est : Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu. On donne les masses molaires : Zn=65,4 g.mol-1 ; Cu =63,5 g.mol-1

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s. a. La masse de zinc qui a été oxydée est 63,5 mg. b. La masse de zinc qui a été oxydée est 65,4 mg. c. La masse de zinc qui a été oxydée est 6,54 mg. d. La masse du dépôt métallique est 63,5 mg. e. La masse du dépôt métallique est 6,35 mg. 259. Dans la demi-réaction d’oxydoréduction du couple Cr2O72-/Cr3+, quels sont les nombres de protons et d’électrons mis en jeu ? a. 7 H+ et e-

47

QCM CHIMIE GENERALE b. 14 H+ et 6 ec. 0 H+ et 9 ed. 14 H+ et 9 ee. 7 H+ et 6 e260. Dans la demi-réaction d’oxydoréduction du couple MnO4-/Mn2+, quels sont les nombres de protons et d’électrons mis en jeu ? a. 7 H+ et 1 eb. 8 H+ et 4 ec. 0 H+ et 1 ed. 5 H+ et 2 ee. 8 H+ et 5 e261. Lorsqu’on chauffe un mélange de soufre en poudre et de chlorate de potassium, il se produit une violente explosion l’équation non équilibrée qui correspond à cette explosion est :  KClO3 (s) +  S (s)

α KCl (s) + β SO2 (g).

Parmi les propositions suivantes : a) retrouver les coefficients stœchiométriques exacts de la réaction ; b) indiquer l’agent oxydant et l’agent réducteur exacts. a. a) α =3, β=4, γ=3, δ=4 ; b) oxydant=K+, réducteur = S b. a) α =2, β =3, γ=3, δ =2 ; b) oxydant=ClO3-, réducteur=S c. a) α =3, β =4, γ =3, δ=4 ; b) oxydant = S, réducteur = ClO3d. a) α =2, β =3, γ=2, δ =3 ; b) oxydant = ClO3-, réducteur = S e. a) α =3, β =2, γ =3, δ =2 ; b) oxydant = ClO3-, réducteur = S 262. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). L’oxydation du monoxyde d’azote (NO) en acide nitreux (HNO 2) dans l’eau entraîne une : a. Alcalinisation du milieu par production d’1 mole de OH - par mole de NO b. Alcalinisation du milieu par production de 2 moles de OH - par mole de NO c. Acidification du milieu par production d’1 mole de H3O+ par mole de NO d. Acidification du milieu par production de 2 moles de H 3O+ par mole de NO e. Absence d’effet sur le pH de la solution. 263. L’ion dichromate Cr2O72- réagit avec l’éthanol qui est transformé en acide acétique ; c’est le principe de l’alcootest chimique qui utilise le changement de couleur entre les ions Cr 2O72- et Cr3+ lors de la réaction avec l’éthanol. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. C’est une réaction indépendante du pH. b. L’éthanol joue le rôle d’oxydant. c. Le nombre d’oxydation de l’ion polyatomique dichromate est égal à –II. d. Une réaction redox se déroule uniquement en présence de dioxygène. e. Le nombre d’oxydation de l’ion Cr3+ produit au cours de la réaction est égal à +III.

Equation de Nernst, piles et diagrammes de Pourbaix 264. Soit l’électrode standard à hydrogène (à 25°C, sous pression atmosphérique. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) : a. Elle a un potentiel fixe de 1 V mesuré expérimentalement. b. Elle a un potentiel fixe de 0 V par convention. c. Son principe repose sur le couple redox O2/H3O+ d. Son principe inclut l’utilisation du dihydrogène gazeux. e. Son montage expérimental inclut une lame de cuivre. 265. On considère la pile suivante. 48

QCM CHIMIE GENERALE

P

●

● ●

●M

A

Pont salin Lame de zinc

Lame d’argent

Solution de Chlorure de zinc II

Solution de nitrate D’argent Compartiment 1

Compartiment 2

La réaction qui a lieu au niveau de cette pile est : 2 Ag+ + Zn

Zn2+ + 2 Ag. Sa constante d’équilibre est K=5.10 52.

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’électrode du compartiment 1 fonctionne en tant qu’anode, le zinc subit une oxydation. b. Un courant traverse l’ampèremètre de P vers M. La cathode est l’électrode du compartiment 2, l’argent subit une oxydation. c. P est la borne négative, l’anode est l’électrode du compartiment 1, les ions Zn 2+ sont réduits. d. Un courant électrique traverse l’ampèremètre de M vers P. L’anode est l’électrode du compartiment 1. Le zinc subit une oxydation. e. L’électrode du compartiment fonctionne en tant qu’anode, les ions argent subissent une oxydation. 266. Soient les équations des deux demi-réactions suivantes : Cd2+ + 2 e4+

Zr + 4 e

-

Cd(s)

E° = -0,40 V

Zr (s)

E° = -1,53 V

Choisissez la ou les bonnes affirmations concernant la réaction suivante : 2 Cd2+ (aq) + Zr (s)

2 Cd (s) + Zr4+ (aq)

a. Le schéma de la cellule voltaïque correspondant à cette réaction est Zr(s)│Zr4+ (aq) ││Cd2+ (aq) │Cd(s) b. Le potentiel standard de cette réaction vaut +1,13 V. c. Le potentiel standard de cette réaction vaut -1,93 V. d. Cette réaction est spontanée. e. La réaction qui a lieu à l’anode est : Zr(s)

Zr4+ (aq) + 4 e-

267. On se propose de calculer le potentiel normal par rapport à l’électrode standard à hydrogène du couple E° 3(Cu+ (aq)/Cu(s)). On connaît les valeurs à 25°C des potentiels normaux des deux couples suivants : E1°(Cu2+ (aq)/Cu(s))=0,34 V et E°2(Cu2+ + (aq)/Cu (aq))=0,16

V. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s).

a. Cu est l’ion cuivrique. +

b. E°3 = E°1 – E°2 = +0,18 V c. E°3 = E°2 – E°1 = -0,18 V d. E°3 = 2 E°1 – E°2 = +0,52 V e. E°3 = E°2 – 2 E°1 = -0,52 V 268. Soient les deux mélanges suivants : 1) 20 mL KI 0,2 mol.l-1 + 50 mL I2 0,25 mol.l-1 2) 150 mL FeCl3 0,12 mol.l-1 + 200 mL FeCl2 0,22 mol.l-1. On donne E°(I2/I-) = +0,54 V et E°(Fe3+/Fe2+)=+0,77 V. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La concentration en I2 est 0,179 mol.l-1 b. La concentration en I- est 0,09 mol.l-1 c. Le potentiel d’électrode pour le mélange 1 est 0,59 V. 49

QCM CHIMIE GENERALE d. La concentration en Fe3+ est 0,0514 mol.l-1 e. Le potentiel d’électrode pour le mélange 2 est 0,75 V. 269. Le couple redox dioxyde de carbone / acide oxalique (2 CO 2/(COOH)2) a un potentiel standard E° égal à -0,49 V. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La relation de Nernst tient compte du nombre d’électrons échangés entre réducteur et oxydant du couple. b. La valeur du potentiel calculée par la relation de Nernst est indépendante des concentrations en oxydant et réducteur. c. L’acide oxalique est le réducteur du couple redox. d. La valeur de 0 V de l’échelle de potentiel est définie par convention au moyen de l’électrode standard à oxygène. e. Le potentiel du couple redox dioxyde de carbone / acide oxalique est indépendant du pH. 270. Soit le couple redox (CH3COOH/CH3CH2OH) dont le potentiel standard E° est égal à 0,05 V. le nombre d’oxydation du carbone dans la fonction carboxyle est égal à +3 ; le nombre d’oxydation du carbone dans la fonction alcool est égal à 1 ; pKa (CH3COOH/CH3COO-)=4,8. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le nombre d’électrons échangés lors de la réduction de l’acide acétique en éthanol est de 2. b. La pente de la droite : variation du potentiel du couple redox (CH3COOH/CH3CH2OH) en fonction du pH est égale à -0,06 V par unité de pH. c. La pente de la droite : variation du potentiel du couple redox (CH3COO-/CH3CH2OH) en fonction du pH est égale à -0,03 V par unité de pH. d. Si les concentrations en acide acétique et éthanol sont égales, le potentiel à pH=4,8 est égal à -0,24 V. e. Le changement de pente observé entre les deux couples redox se situe à pH=2,4. 271. Soit le diagramme de Pourbaix simplifié du chrome pour les espèces Cr 3+, Cr2O72- et Cr(OH)3. On donne à 25°C : E°(Cr2O72-/Cr3+)=1,33 V ; E° (Br2/Br-)=1,10 V ; E°(I2/I-)=0,62 V, et le produit de solubilité pKs(Cr(OH) 3)=30,2. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s).

1,5 A 1, 1 1,0 0,77 0,6 2 0,5

B

C

0 7 1,6 3,93 5,9 a. La zone A correspond à la zone de prédominance des ions dichromate.

pH

b. Le nombre d’oxydation de l’élément chrome dans l’ion dichromate est égal à +V. c. La zone C correspond à la zone de prédominance des ions Cr 3+. d. Les ions I- peuvent être oxydés en I2 par les ions Cr3+ si le pH de la solution est inférieur à 3,93. e. Pour un pH compris entre 1,6 et 5,9, les ions dichromate peuvent oxyder les ions I- sans oxyder les ions Br-.

Applications à la biologie

50

QCM CHIMIE GENERALE

272. Les ions nitrites sont oxydés en ions nitrate par certaines bactéries en présence de dioxygène. Les potentiels biologiques standards (ou potentiels apparents à pH=7) des deux couples sont : E°’(NO3-/NO2-)=+0,42 V ; E°’(O2/H2O)=+0,82 V (2,3 RT/F=0,06 V). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Dans le couple O2/H2O, le dioxygène joue le rôle d’oxydant. b. La demi-réaction équilibrée correspondant au couple O2/H2O est la suivante : O2 + 2 e- + 2 H+

H2O

c. L’équation correspondant à la réaction d’oxydoréduction entre les deux couples est : NO2- + ½ O2

NO3-.

d. La variation du potentiel standard biologique (ΔE°’) de la réaction globale est de +1,24 V. e. Le logarithme décimal de la constante d’équilibre de la réaction globale est supérieur à 10. 273. La cytochrome c réductase utilise le coenzyme Q également appelé ubiquinone (UQ), pour réduire le cytochrome-Fe3+ en cytochrome-Fe2+. Les potentiels standard biologiques (ou potentiels apparents à pH=7) sont E°’(UQ/UQH2)=+0,10 V et E°’(cyt-Fe3+/cyt-Fe2+)=+0,25 V. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. L’équilibre correspondant au couple redox UQ/UQH 2 est : UQ + 2 H3O+ + 2 e- UQH2 + 2 H2O. (autre possibilité d’écriture équivalente : UQ + 2 H+ + 2 e-

UQH2).

b. Le potentiel standard E) du couple (UQ/UQH2) est égal à +0,52 V. c. Dans le couple cyt-Fe3+/cyt-Fe2+, le cytochrome-Fe3+ joue le rôle d’oxydant. d. Pour le couple cyt-Fe3+/cyt-Fe2+, la valeur du potentiel standard biologique est la même que celle du potentiel standard E°. e. La réaction globale s’accompagne d’un échange de 3 électrons. 274. Même énoncé que précédemment. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La variation du potentiel standard biologique ΔE°’ de la relation globale est égale à +0,15 V. b. La variation d’enthalpie libre standard biologique ΔG°’ de la réaction globale est négative. c. Le logarithme décimal de la constante d’équilibre dans les conditions standard biologiques est log K’=7,5. d. La diminution de la concentration en ubiquinone réduite (UQH2) favorise la réaction globale dans le sens de la réduction du cytochrome-Fe3+. e. Une augmentation du pH favorise la réaction globale dans le sens de la réduction du cytochrome-Fe3+. 275. Soient : - L’équilibre (1) : Acide pyruvique + NADH+,H+

Acide lactique + NAD+

- Les potentiels standards des couples redox suivants à pH=0 et 298K : E°1(acide pyruvique/acide lactique)=0,23 V ; E°2 (NAD+/NADH)=-0,11 V. - Les formules suivantes :

Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La demi-réaction redox suivante : acide lactique

acide pyruvique + 2e- + 2H+ est correctement équilibrée.

b. Dans l’équilibre (1), le carbone b de l’acide lactique subit une oxydation (sens 2). c. La molécule d’acide pyruvique présente un système conjugué. d. Le nombre d’oxydation des carbones a et b de l’acide pyruvique ne varient pas au cours de la réaction d’oxydoréduction. e. Dans les conditions standards, le sens spontané de la réaction est celui qui correspond à l’oxydation de NADH par l’acide pyruvique. 276. Soit l’équilibre (2) 51

QCM CHIMIE GENERALE Pyruvate + NADH + H+

Lactate + NAD+ à pH=7 et à 298K. On donne à 25°C : pKa (acide

pyruvique/pyruvate)=2,5 ; pKa (acide lactique/lactate)=3,9. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Les potentiels apparents à pH=7 sont : E°’1(pyruvate/lactate)=-0,19 V et E°’2(NAD+/NADH)=-0,32 V. b. Les potentiels apparents à pH=7 sont E°’1(pyruvate/lactate)=0,65 V et E°’2(NAD+/NADH)=0,1 V. c. Soit le G°2 de l’équilibre (2) dans le sens direct : G°2 = -25090 J.mol-1. d. La variation d’entropie standard dans ces conditions (pH=7 et 298 K) étant nulle, une augmentation de la température à pression constante déplace l’équilibre (2) dans le sens direct 1. e. Soient les constantes de l’équilibre (2) dans le sens direct 1, Kc(pH=7) à pH=7 et Kc(pH=10) à pH=10. On observe que Kc(pH=7) > Kc(pH=10).

277.

L’ion hypochlorite est produit au cours d’une réaction catalysée par l’enzyme myéloperoxydase (MPO) dans les

macrophages, de la façon suivante : Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le nombre d’oxydation de l’ion chlorure est égal à zéro. b. Le nombre d’oxydation de l’élément chlore dans l’ion hypochlorite est égal à +I. c. Le nombre d’oxydation de l’élément oxygène dans le peroxyde d’oxygène est égal à –II. d. L’ion chlorure est réduit au cours de la réaction enzymatique. e. Le peroxyde d’hydrogène subit une oxydation au cours de la réaction enzymatique. 278. Soit la demi-réaction suivante : NAD+ + 2 e- + H+

NADH ou NAD+ + 2 e- + H3O+

NADH + H2O.

La concentration initiale en ions H+ ou H3O+ est égale à 1 mol.l-1. Le potentiel standard E° est égal à -0,11 V (2,3 RT/F = 0,06). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. NAD+ est la forme oxydée du couple redox. b. Le pH initial de la solution est égal à 1. c. Le potentiel standard du couple redox augmente lorsque le pH augmente. d. La pente de la droite correspondant à la frontière entre les domaines de l’oxydant et du réducteur sur le diagramme E=f (pH) est égale à – 0,06 V e. Le potentiel biologique standard (ou potentiel apparent à pH=7) est égale à -0,32 V. 279. La cystéine est un acide aminé présentant un groupe sulfhydrile ou thiol (R-SH) (pKa=6,8) ; la cystine correspond à la forme disulfure (R-S-S-R). Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Le nombre d’oxydation de l’élément soufre ne varie pas entre cystéine et cystine. b. La forme moléculaire de la cystéine prédomine à pH=7,4. c. Le potentiel est indépendant du pH de la solution à pH inférieur à 5. d. A pH supérieur à 8, le potentiel est indépendant du pH. e. La relation de Nernst prend en compte la température. 280. Le couple redox riboflavine (vitamine B12)/riboflavine réduite que l’on écrira R/RH 2 a un potentiel standard apparent à pH=7 égal à E°’=-0,19V. parmi les propositions suivantes, quel est le potentiel standard du couple R/RH 2 ? On donne RT/nF xln = 0,06/n x log a. -0,19 V b. -0,61 V c. -0,23 V d. +0,23 V e. +0,61 V 52

QCM CHIMIE GENERALE

Cinétique chimique Lois de vitesse 281. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. Si la courbe ln[X] = f(t) est une droite, alors la réaction suit une loi cinétique d’ordre global 1. b. Si la courbe 1/[X] = f(t) est une droite, alors la réaction suit une loi cinétique d’ordre global 2. c. La constante de vitesse k varie avec la température. d. Si la réaction suit une loi cinétique d’ordre 1, les unités de la constante de vitesse k sont inverses de concentration (mol-1.L). e. Si la réaction suit une loi cinétique d’ordre 2, les unités de la constante de vitesse k sont des inverses de concentrations multipliées par des inverses de temps (mol-1.L.s-1 ou mol-1.L.min-1 ou mol-1.L.h-1). 282. Quelle est l’unité d’une vitesse de réaction ? a. mol.s.L-1 b. s-1 c. mol.L-1.s-1. d. mol-1L-1.s e. mol-1.L-1.s-1. 283. Quel est l’ordre global d’une réaction dont la loi de vitesse s’écrit : v = [A]1/2[B]5/6[C]2/3 a. ½ b. 5/6 c. 2/3 d. 2 e. 3 284. On estime qu’il y a environ 20 milliards de neurones en moyenne dans le cerveau. Ce nombre est maximal à l’âge de trente ans, puis diminue à la vitesse constante de 2.10 5 neurones par jour. On cherche à déterminer l’ordre de la réaction correspondant à la disparition des neurones après la trentaine et le pourcentage résiduel de neurones d’un centenaire. Indiquer la proposition exacte. a

b

c

d

e

Ordre de la réaction

0

0

0

1

1

% neurones d’un centenaire

62,2

74,4

91,3

72,8

62,4

285. Déterminer la constante de vitesse de la réaction A + B

X, en tenant compte des données expérimentales

présentes dans le tableau ci-dessous. Expérience

[A]o (mol.L-1)

[B]o (mol.L-1)

Vitesse de formation de X (mol.L-1.s-1)

1

0,2

0,2

0,6.10-4

2

0,2

0,4

2,4.10-4

3

0,4

0,4

2,4.10-4

a. 0,5.10-3 L.mol-1.s-1 b. 1,0.10-4 L.mol-1.s-1 c. 1,5.10-3 L.mol-1.s-1 d. 2,5.10-3 L.mol-1.s-1 e. 3,5.10-4 L.mol-1.s-1

53

QCM CHIMIE GENERALE 286. La méthode au carbone 14, radioisotope dont la période vaut approximativement 5500 ans, permet la datation de fragments organiques. Dans 1 g de carbone, chaque minute, 12 atomes de

C se désintègrent. Lors de fouilles d’une

14

tombe, des archéologues ont retrouvé un fragment de bois. Les mesures ont révélé la désintégration de 8 atomes de 14C par minute et par gramme de carbone. Quel est le temps de demi-réaction en années ? a. 3670 b. 5500 c. 11000 d. 4850 e. 16500 287. Suite du qcm 257. Quel est l’âge de la tombe (en années) ? a. 1950 b. 2250 c. 3217 d. 5500 e. 7000 288. Le temps de demi-réaction d’une transformation élémentaire T est indépendant de la concentration initiale. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La cinétique est dite d’ordre 0 b. Les éléments radioactifs se composent comme dans la transformation T c. Dans le cas précédent, le temps de demi-réaction s’appelle aussi une période d. De nombreuses molécules médicamenteuses ont une cinétique d’élimination qui suit cette loi. e. Au bout de quatre demi-réactions, il reste moins de 10% de la quantité initiale de réactif. 289. On étudie la cinétique d’hydrolyse de l’acétate d’éthyle selon la réaction : CH3COOCH3 + NaOH CH3COONa + CH3OH. Deux expériences sont alors effectuées avec des concentrations initiales différentes de deux réactifs. Les concentrations en ester restant sont mesurées à 10, 20 et 30minutes. Expérience

[CH3COOCH3]o (M)

[NaOH]o (M)

t (min)

10

20 -5

1

0,001

0,1

[CH3COOCH3]t

8,21.10

2

0,01

0,01

(M)

8,0.10-3

30 -6

5,53.10-7

6,67.10-3

5,71.10-3

6,74.10

Indiquer l’ordre global de la réaction respectivement dans expériences 1 et 2. a.

1 et 1

b. 1 et 2 c. 2 et 1 d. 0 et 1 e. 1 et 0 290. Suite du qcm 9. Quelle est la valeur de la constante de vitesse dans l’expérience 1 (en min -1) ? a. 0,05 b. 0,10 c. 0,15 d. 0,20 e. 0,25 291. Suite du qcm 9. Quelle est la valeur de la constante de vitesse dans l’expérience 2 (en L.mol -1.min-1) ? a. 0,25 54

QCM CHIMIE GENERALE b. 1,0 c. 1,5 d. 2,0 e. 2,5 292. Suite du qcm 9. Pour l’expérience 2, quel est le temps nécessaire pour hydrolyser 50% de l’ester (en minutes) ? a. 40 b. 50 c. 60 d. 70 e. 80 293. La constante de vitesse de la réaction de décomposition d’un antibiotique dans l’environnement, à 20°C, est k=1,65 an -1. La concentration initiale de l’antibiotique est Co=3,97.10-3 M. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s). a. La réaction est d’ordre 2 b. Arès trois mois, la concentration de l’antibiotique sera C=3,97.10 -3 M. c. Après 1,08 an, la concentration de l’antibiotique sera C=10 -3 M. d. La moitié de l’antibiotique sera décomposée au temps t1/2=0,42 ans e. Si la concentration initiale de l’antibiotique est de l’ordre de 12.10 -3 M, alors le temps de demi-réaction sera de 0,84 an. 294. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant le terme « bimoléculaire » a. Il s’applique à toutes les réactions d’ordre 2. b. Il concerne les dissociations de molécules diatomiques c. Il s’applique aux réactions de décomposition des dimères. d. Il concerne les réactions élémentaires pour lesquelles la formation du complexe activé n’intéresse que deux espèces. e. Il s’applique à l’ensemble des réactions d’ordre différent de 2. 295. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) relative(s) aux réactions élémentaires. a. Une réaction élémentaire est une réaction qui implique deux réactifs et conduit à la formation de deux produits. b. L’ordre d’une réaction élémentaire est égal à sa molécularité. c. Si la somme des coefficients stœchiométriques d’une réaction est égale à l’ordre global, on peut alors en déduire que la réaction est élémentaire. d. Une réaction élémentaire fait intervenir un changement de structure minimal. e. La réaction 4 HBr + O2

2 Br2 + 2 H2O est très probablement élémentaire.

Energie d’activation – relation d’Arrhenius 296. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) permettant de diminuer l’énergie d’activation d’une réaction. a. Augmentation de la concentration des réactifs. b. Augmentation de la surface de contact entre les réactifs. c. Augmentation de la température. d. Utilisation d’un catalyseur. e. Eclairage de la réaction avec une lampe UV. 297. La dénaturation d’un virus V possède une énergie d’activation de 586 kJ.mol -1, obéit à une cinétique d’ordre 1 et présente une demi-réaction de 1 min à 37°C. Quelle est la valeur de la demi-vie à 32°C ? a. 10,3 h 55

QCM CHIMIE GENERALE b. 4,5 h c. 41,6 min d. 20,5 min e. 12,3 min 298. A 37°C, un antibiotique A est métabolisé avec une constante de vitesse k égale à 3.10 -5 s-1 L’efficacité d’un traitement par cet antibiotique implique de maintenir une concentration toujours supérieure à 2 mg/kg de poids corporel. Un patient dont le poids est de 70 kg absorbe à intervalle régulier des comprimés renfermant 400 mg de cet antibiotique. Quel doit être l’intervalle maximum de temps entre deux prises de médicament (on suppose que la distribution du médicament est instantanée et uniforme dans tout l’organisme) ? a. 3,5 h b. 7,2 h c. 8,6 h d. 9,7 h e. 11,9 h 299. Suite du qcm 18. Que devient cet intervalle pour un patient fébrile à 39,5°C (la constante de vitesse est alors égale à 4.105 s-1) ? a. 3,5 h b. 7,3 h c. 8,6 h d. 9,7 h e. 11,9 h 300. Suite du qcm 18. Quelles sont les valeurs des temps de demi-vie métabolique de l’antibiotique à 37°C et 39,5°C ? t1/2 (37°C)

t1/2 (39,5°C)

a

3 h 45 min 5 s

3 h 45 min 5 s

b

4 h 54 min 34 s

5 h 34 min 6 s

c

6 h 25 min 5 s

4 h 48 min 49 s

d

7 h 12 min 43 s

6 h 25 min 49 s

e

9 h 07 min 54 s

7 h 23 min 8 s

301. Un antispasmodique devient inactif après avoir été catabolisé. L’énergie d’activation de sa réaction de catabolisation est égale à 112 kJ.mol-1. Par quel facteur est multipliée la vitesse de cette réaction chez un individu fiévreux avec une température de 40°C par rapport à un individu normal au repos de température 36,7°C. a. Environ 1 (vitesses identiques à 36,7 et 40°C). b. 1,6 c. 2,6 d. 5,2 e. 15,6 Catalyse 302. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant les catalyseurs. a. Les enzymes sont les catalyseurs du vivant. b. Un catalyseur ne subit pas de transformation chimique au bilan de la réaction. c. Un catalyseur augmente l’énergie cinétique des réactifs. 56

QCM CHIMIE GENERALE d. Un catalyseur abaisse l’énergie d’activation d’une réaction e. Un catalyseur augmente la constante d’équilibre de la réaction. 303. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant les réactions enzymatiques d’ordre 0. a. L’enzyme permet d’augmenter le rendement de la réaction. b. Le temps de demi-vie est donné par la relation t1/2 = [substrat]o/2k c. La constante de vitesse de la réaction est la pente de la droite : ln[substrat] = f(t) d. L’enzyme permet d’augmenter la vitesse de la réaction. e. Grâce à l’enzyme, une réaction non spontanée pourra avoir lieu 304. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant les réactions réversibles. a. Un catalyseur n’affecte pas la composition du mélange à l’équilibre. b. Un catalyseur modifie de la même façon la vitesse de la réaction directe et celle de la réaction inverse. c. Un catalyseur permet d’atteindre l’équilibre plus rapidement. d. Un catalyseur modifie le G de la réaction. e. Un catalyseur diminue de la même valeur l‘énergie d’activation pour les deux sens de réaction. 305. Indiquer la (les) proposition(s) exacte(s) concernant les divers types de catalyse. a. En catalyse hétérogène, le catalyseur et le milieu réactionnel sont dans des phases différentes. b. L’hydrogénation des alcènes en présence de nickel de Raney est un exemple de catalyse hétérogène. c. En catalyse hétérogène, le catalyseur est le plus souvent un solide. d. Quand le catalyseur est un solide, la réaction catalytique se déroule à la surface de celui-ci. e. En catalyse homogène, le catalyseur et le milieu réactionnel ne forment qu’une seule phase.

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