Sous colle – Lundi 1/10 gdt – Chimie Physique & Chimie organique








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Sous colle – Lundi 1/10 - GDT – Chimie Physique & Chimie organique

Partie 1 - Chimie Physique
Chapitre 1 – l’Atome

QUESTION 1

A

La Masse d’un neutron est négligeable car le rapport = 10-4



B

L’électron présente une charge négative de valeur absolue 1,6.10-19.



C

Tous les nucléons possèdent des masses identiques.



D

Le test de Rutherford a mis en évidence la présence des électrons



E



Expérience de Millikan a mis en évidence la présence des particules nucléaires.



QUESTION 2

A

Le Photon est le quantum de l’énergie lumineuse.



B

La Nature va tendre à rendre stable les atomes en leur fournissant une énergie maximale.



C

Le spectre de l’Hydrogène possède 5 raies discontinues sur un spectrogramme.



D

Plus Z est grand, plus le nombre de raies est grand.



E



Il existe plus d’éléments que de Nucléides.








QUESTION 3

A

La Théorie quantique part du principe que le nombre d’électrons autour d’un atome est stable



B

Un électron gravitant autour de l’oxygène à l’état stable peut avoir les nombres quantiques suivants : n =2 ; l = 1 ; m = 0 ; m = + ½



C

Un électron gravitant autour de carbone à l’état stable peut avoir les nombres quantiques suivants : n = 1 ; l = 0 ; m = 0 ; m = - ½



D

Un électron gravitant autour du Bore à l’état stable peut avoir les nombres quantiques suivants : n =2 ; l = 2  ; m = 1 ; m = + ½



E



La 1p peut contenir 6 électrons.



QUESTION 4

A

Le Principe de Pauli énonce qu’il faut dispatcher les électrons dans le maximum de cases possible dans une sous-couche.



B

Le principe de Stabilité évoque le remplissage prioritaire des couches les plus faibles énergétiquement.



C

La règle de Hund est due au fait que les électrons sont tous chargés négativement.



D

Le principe d’indiscernabilité des électrons évoque l’indépendance des électrons les uns des autres.



E



L’énergie d’ionisation est forcément supérieure au niveau énergétique de l’électron a ionisé.



QUESTION 5

A

Il est possible de calculer l’attractivité Electron / Atome.



B

Le calcul de l’énergie d’un ion Hydrogénoïde dépend de la couche où se trouve ses électrons.



C

L’Equation de Schrödinger présente une partie Radiale et une partie angulaire.



D

Les valeurs de ces parties radiales et angulaires sont des entiers relatifs.



E



L’Oxygène est plus électronégatif que le Chlore.



QUESTION 6

A

L’énergie d’ionisation évolue dans le même sens que l’électronégativité



B

Un élément fortement électronégatif peut avoir une affinité électronique nulle.



C

L’atome de Magnésium a une affinité électronique aussi élevé que le Fluor.



D

L’atome de Lithium a une affinité électronique plus élevé que l’Azote.



E



Le Chlore présente un rayon atomique plus élevé que Calcium.



QUESTION 7

A

Les métaux sont situés à gauche du tableau.



B

Les non métaux ont tendance a formé des cations



C

Les métalloïdes forment surtout des anions



D

Les oxydes basiques ont tendance à perdre des électrons



E

Mais non ! Ce sont les oxydes acides qui ont tendance à perdre des électrons.


Chapitre 2 – Les liaisons

QUESTION 8

A

Il est plus facile de séparer 2 constituants atomiques que de les assembler en une molécule.



B

Les gaz rares forment des molécules extrêmement stables.



C

Pour une molécule Homo-nucléaire, il n’y a pas de phénomène d’induction.



D

Une liaison triple est formée de 2 liaisons sigma et d’une liaison Pi.



E



La charge formelle est calculée à partir de sa valence fondamentale.



QUESTION 9

A

Lors de l’écriture de la structure de Lewis, il faut faire en sorte que tous les électrons suivent la règle de l’octet (à l’exception de l’hydrogène.)



B

Les Halogènes terminaux possèdent un nombre important d’électrons de valence, ils doivent donc être liés à l’atome central par des Liaisons doubles.



C

Le dioxygène est Paramagnétique.



D

La résonnance participe à l’abaissement de l’énergie de la molécule.



E



Le symbole δ- est visible sur les éléments électronégatifs.



QUESTION 10

A

La Théorie VSEPR est une amélioration de la théorie de Lewis



B

La molécule de Dioxyde de Carbone est Tétraédrique.



C

L’angle C-O-C dans la molécule de Dioxyde de Carbone vaut 180°



D

La répulsion entre 2 doublets non liants est plus forte qu’entre deux doublets liants.



E



Une molécule du type AX5E3 ne présentera pas de changement au niveau des angles.



QUESTION 11

A

Une molécule polaire présente toujours un moment dipolaire.



B

Le moment dipolaire au sein de la molécule HCl est le même qu’entre H+ et Cl-



C

1 Å = 0,1 µm



D

La molécule BF3 présente un moment dipolaire nulle.



E



µ(CH3Cl) = 3 x µ(C-H) +µ(C-Cl)



QUESTION 12

A

Une liaison covalente présente un pourcentage ionique fort (>80%)



B

Une liaison iono-covalente présente un pourcentage ionique faible (<40%)



C

Une liaison ionique présente un pourcentage ionique fort (>60%)



D

Une liaison purement ionique ne présentera pas de liaisons sigma sur son diagramme orbital.



E



Dans une molécule, plus le moment dipolaire diminue, plus on a un ΔE faible.



Chapitre 3 – Les orbitales moléculaires

QUESTION 13

A

La combinaison deux 2 OA par la méthode du LCAO engendre deux types de recouvrement (liant & anti-liant)



B

Deux orbitales atomiques fusionnées forment une orbitale moléculaire.



C

Une Orbitale moléculaire de type liante est plus faible énergétiquement que l’OA associée.



D

C’est la création d’une combinaison anti-liante qui engendre la formation d’un plan nodal dans l’orbitale moléculaire.



E



La réunion de 2 OA de type « s » engendre la formation d’une OM de type « sigma »



QUESTION 14

A

Une liaison pi peut se faire par la réunion de 2 OA : px/px ; py/py : px/py



B

Une interaction « sp » se produit sous la condition unique : ΔE < 10 eV



C

L’ordre de liaison d’un diagramme d’orbitale moléculaire correspond au type de liaison que l’on obtiendra entre les deux éléments étudiés.



D

Lors du calcul de l’ordre de liaison, on prend en compte les électrons positionnés sur des orbitales non-liantes.



E



Lors de l’estimation Para /Diamagnétique d’une molécule, on prend en compte les électrons localisés sur les orbitales non-liantes.



QUESTION 15

A

Un carbone présentant une seule double liaison sera forcément hybridé sp2



B

L’Oxygène est trivalent à l’état fondamental.



C

L’Azote présente dans l’ion ammonium est hybridé sp3

D

Les carbones hybridés sp2 dans l’éthylène présentent une double liaison C=C.



E



L’azote est hybridé sp2 dans la molécule NH3.


Chapitre 4 – 5 : Thermodynamique & Equilibre Chimique

QUESTION 16

A

La concentration est une variable intensive tout comme la Pression.



B

Une variable d’état ne dépend que de l’état final et de l’état initial.



C

Les gaz parfaits sont reliés par une équation d’état.



D

La loi de Henry précise que : Ptotale = Ppartielle



E



Lors d’une transformation chimique, le réactif limitant peut être un gaz (Dioxygène, Diazote, Hélium…)



QUESTION 17

A

Une transformation réversible se fait lorsque l’on peut passer de l’état final à l’état initial.



B

Une fonction d’état est dépendant des mécanismes intermédiaires



C

L’énergie interne dépend de la température uniquement.



D

W = int(F.ds) = P.dV



E



L’énergie d’un système fermé est variable.



QUESTION 18

A

A Volume constant, ΔU = W + Q

B

La capacité calorifique, c’est la chaleur à fournir à 1 mole pour augmenter sa température d’un Kelvin.

C

L’unité de la capacité calorifique massique est le J.g-1.K-1



D

L’unité de la capacité calorifique molaire est le J.mol-1.K-1



E



Lorsqu’une enthalpie de formation est négative, la réaction est endothermique.



QUESTION 19

A

Lorsque T = 0 K, S = G = 0



B



L’Enthalpie standard de combustion, c’est l’enthalpie de réaction d’un composé avec le Dioxygène.

C

L’Enthalpie standard de réaction vaut l’énergie de liaison.



D

Lorsqu’une réaction est réversible, S > 0



E



Lorsqu’une réaction est irréversible, ΔH – TΔS < 0



QUESTION 20
Soit la Réaction suivante :


C4H10(l) + H2 (g) C2H6N(l) + C2H6 (g) ΔHreaction = -90kJ



A


L’augmentation de la température déplace l’équilibre dans le sens direct

B

L’ajout de CO(g) déplace l’équilibre dans le sens indirect



C

Une augmentation de la pression entraine un déplacement de l’équilibre vers la droite



D

La réaction est endothermique



E



L’ajout de H2 déplace le sens de la réaction vers la droite.

Partie 2 – Chimie Organique
Chapitre 1 – Mode de représentation des molécules organiques

QUESTION 1

A

Une formule développée ne fait apparaître que certaines liaisons



B



Une formule simplifiée ne représente pas les hétéroatomes.

C

Les composés cycliques son préférentiellement représentés sous la forme développée.



D

En pratique, le terme « formule développée » indique toutes les représentations planes.



E



Les triples liaisons n’apparaissent pas dans la formule simplifiée.



QUESTION 2 – Concernant la représentation de CRAM

A

Elle est la seule représentation qui indique des repères dans l’espace.



B



Un triangle hachuré indique un substituant vers l’arrière.

C

Un triangle hachuré représente un substituant simplement ou doublement lié.



D

La représentation en « U » permet le passage à la représentation de Fischer.



E



Une représentation en  « U » ne peut être associée à une représentation en « Zig-Zag »



QUESTION 3

A

La projection de Newman d’un C*, positionne le Carbone n°4 en avant.



B



Lorsque l’on dit que l’on fait une représentation de Newman « C2-C3 », le carbone représenté par un cercle est C2.

C

La représentation de Fischer est très utilisée pour représenter les acides aminés ou les sucres.



D

L’écriture de la formule brute de l’éthane est : CCH5



E



CH2(Br)CH2CH3 présente un C*


Chapitre 2 – Isomérie.

QUESTION 4

A

Deux éléments sont isomères s’ils possèdent une disposition spatiale identique de leurs atomes



B



Deux isomères de constitution présente une simple rotation de la liaison sigma C-C.

C

Deux isomères de conformation peuvent présenter des formes éclipsées ou décalées.



D

Les isomères de configuration et de conformation sont des stéréoisomères.



E



Les isomères de constitution et de conformation sont des stéréoisomères.



QUESTION 5

A

Les régio-isomères sont des isomères de constitution



B



Deux régio-isomères peuvent appartenir à la même famille chimique.

C

L’isomérie de constitution présente deux types d’isomères : Isomères Optique & Géométrique.



D

Deux énantiomères présentant 2 carbones asymétriques présentent deux permutations de substituants, une sur chacun des C*.



E



Les épimères sont des diastéréoisomères.


Chapitre 3 - Descripteurs R/S & E/Z

QUESTION 6 - La molécule CH(CH3)=CH2

A

Présente un C*



B



Est un composé méso

C

Est de configuration Z

D


Est de configuration E

E



Aucune des réponses précédentes n’est juste.



QUESTION 7

A

Plus les substituants reliés aux carbones sont importants, plus on a des formes isomériques différentes.



B



Ordre de préséance : I > O

C

Ordre de préséance : Cl > N



D

Ordre de préséance : N > O



E



Ordre de préséance : S > F



QUESTION 8 - Qui a la priorité entre ces 2 substituants ?

A

CHO < COOH



B



OH > COOH

C

CH3 < C2H6



D

NH4 < OH



E



NH4 > SH



QUESTION 9

A

Un composé « SR » et un composé « RS » sont obligatoirement des énantiomères.



B

Un composé « SR » et un composé « RR » sont obligatoirement des diastéréoisomères.

C

Deux composés méso sont des diastéréoisomère.



D

Un composé Z est un alcène.



E



Un composé E peut présenter un carbone asymétrique.


Chapitre 4 – Chiralité

QUESTION 10

A

Un composé méso dévie la lumière.



B



Un composé méso est achiral

C

Un acide aminé de forme D dévie la lumière à droite.



D

Deux formes dextrogyres forment un mélange racémique.



E



Un mélange racémique ne dévie pas la lumière.


Chapitre 5 – Nomenclatures des composés organiques non cycliques

QUESTION 11

A

Le Préfixe IUPAC de l’ester « -oate d’alkyle »



B



Le suffixe IUPAC du thiol est « thiol »

C

Le suffixe IUPAC de l’amine est « amine »



D

Le préfixe IUPAC de l’amide est « amino »



E



Le suffixe IUPAC de l’alcool est « Hydroxy »







QUESTION 12
Remettez dans l’ordre la liste des étapes pour établir une nomenclature correcte :
1 – Numérotation des carbones
2 – Identification des substituants – Détermination de leur localisation sur la chaine carbonée.
3 – Localisation de la fonction prioritaire – Détermination du suffixe IUPAC
4 – Ecriture du Nom IUPAC
5 – Détermination de la plus longue chaine carbonée


A

5 – 2 – 4



B



3 – 1 – 2

C

1 – 2 – 3 - 4



D

5 – 1 – 3 - 2 - 4



E



3 – 5 – 1 – 2 – 4




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