Sous colle – Lundi 1/10 - GDT – Chimie Physique & Chimie organique
Partie 1 - Chimie Physique
Chapitre 1 – l’Atome
QUESTION 1
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A
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La Masse d’un neutron est négligeable car le rapport  = 10-4
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B
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L’électron présente une charge négative de valeur absolue 1,6.10-19.
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C
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Tous les nucléons possèdent des masses identiques.
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D
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Le test de Rutherford a mis en évidence la présence des électrons
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E
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Expérience de Millikan a mis en évidence la présence des particules nucléaires.
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QUESTION 2
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A
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Le Photon est le quantum de l’énergie lumineuse.
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B
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La Nature va tendre à rendre stable les atomes en leur fournissant une énergie maximale.
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C
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Le spectre de l’Hydrogène possède 5 raies discontinues sur un spectrogramme.
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D
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Plus Z est grand, plus le nombre de raies est grand.
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E
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Il existe plus d’éléments que de Nucléides.
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QUESTION 3
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A
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La Théorie quantique part du principe que le nombre d’électrons autour d’un atome est stable
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B
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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
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C
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Un électron gravitant autour de carbone à l’état stable peut avoir les nombres quantiques suivants : n = 1 ; l = 0 ; m = 0 ; m = - ½
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D
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Un électron gravitant autour du Bore à l’état stable peut avoir les nombres quantiques suivants : n =2 ; l = 2 ; m = 1 ; m = + ½
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E
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La 1p peut contenir 6 électrons.
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QUESTION 4
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A
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Le Principe de Pauli énonce qu’il faut dispatcher les électrons dans le maximum de cases possible dans une sous-couche.
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B
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Le principe de Stabilité évoque le remplissage prioritaire des couches les plus faibles énergétiquement.
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C
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La règle de Hund est due au fait que les électrons sont tous chargés négativement.
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D
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Le principe d’indiscernabilité des électrons évoque l’indépendance des électrons les uns des autres.
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E
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L’énergie d’ionisation est forcément supérieure au niveau énergétique de l’électron a ionisé.
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QUESTION 5
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A
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Il est possible de calculer l’attractivité Electron / Atome.
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B
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Le calcul de l’énergie d’un ion Hydrogénoïde dépend de la couche où se trouve ses électrons.
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C
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L’Equation de Schrödinger présente une partie Radiale et une partie angulaire.
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D
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Les valeurs de ces parties radiales et angulaires sont des entiers relatifs.
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E
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L’Oxygène est plus électronégatif que le Chlore.
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QUESTION 6
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A
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L’énergie d’ionisation évolue dans le même sens que l’électronégativité
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B
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Un élément fortement électronégatif peut avoir une affinité électronique nulle.
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C
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L’atome de Magnésium a une affinité électronique aussi élevé que le Fluor.
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D
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L’atome de Lithium a une affinité électronique plus élevé que l’Azote.
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E
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Le Chlore présente un rayon atomique plus élevé que Calcium.
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QUESTION 7
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A
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Les métaux sont situés à gauche du tableau.
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B
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Les non métaux ont tendance a formé des cations
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C
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Les métalloïdes forment surtout des anions
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D
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Les oxydes basiques ont tendance à perdre des électrons
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E
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Mais non ! Ce sont les oxydes acides qui ont tendance à perdre des électrons.
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Chapitre 2 – Les liaisons
QUESTION 8
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A
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Il est plus facile de séparer 2 constituants atomiques que de les assembler en une molécule.
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B
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Les gaz rares forment des molécules extrêmement stables.
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C
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Pour une molécule Homo-nucléaire, il n’y a pas de phénomène d’induction.
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D
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Une liaison triple est formée de 2 liaisons sigma et d’une liaison Pi.
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E
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La charge formelle est calculée à partir de sa valence fondamentale.
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QUESTION 9
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A
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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.)
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B
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Les Halogènes terminaux possèdent un nombre important d’électrons de valence, ils doivent donc être liés à l’atome central par des Liaisons doubles.
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C
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Le dioxygène est Paramagnétique.
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D
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La résonnance participe à l’abaissement de l’énergie de la molécule.
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E
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Le symbole δ- est visible sur les éléments électronégatifs.
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QUESTION 10
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A
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La Théorie VSEPR est une amélioration de la théorie de Lewis
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B
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La molécule de Dioxyde de Carbone est Tétraédrique.
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C
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L’angle C-O-C dans la molécule de Dioxyde de Carbone vaut 180°
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D
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La répulsion entre 2 doublets non liants est plus forte qu’entre deux doublets liants.
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E
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Une molécule du type AX5E3 ne présentera pas de changement au niveau des angles.
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QUESTION 11
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A
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Une molécule polaire présente toujours un moment dipolaire.
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B
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Le moment dipolaire au sein de la molécule HCl est le même qu’entre H+ et Cl-
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C
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1 Å = 0,1 µm
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D
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La molécule BF3 présente un moment dipolaire nulle.
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E
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µ(CH3Cl) = 3 x µ(C-H) +µ(C-Cl)
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QUESTION 12
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A
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Une liaison covalente présente un pourcentage ionique fort (>80%)
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B
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Une liaison iono-covalente présente un pourcentage ionique faible (<40%)
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C
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Une liaison ionique présente un pourcentage ionique fort (>60%)
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D
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Une liaison purement ionique ne présentera pas de liaisons sigma sur son diagramme orbital.
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E
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Dans une molécule, plus le moment dipolaire diminue, plus on a un ΔE faible.
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Chapitre 3 – Les orbitales moléculaires
QUESTION 13
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A
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La combinaison deux 2 OA par la méthode du LCAO engendre deux types de recouvrement (liant & anti-liant)
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B
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Deux orbitales atomiques fusionnées forment une orbitale moléculaire.
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C
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Une Orbitale moléculaire de type liante est plus faible énergétiquement que l’OA associée.
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D
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C’est la création d’une combinaison anti-liante qui engendre la formation d’un plan nodal dans l’orbitale moléculaire.
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E
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La réunion de 2 OA de type « s » engendre la formation d’une OM de type « sigma »
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QUESTION 14
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A
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Une liaison pi peut se faire par la réunion de 2 OA : px/px ; py/py : px/py
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B
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Une interaction « sp » se produit sous la condition unique : ΔE < 10 eV
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C
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L’ordre de liaison d’un diagramme d’orbitale moléculaire correspond au type de liaison que l’on obtiendra entre les deux éléments étudiés.
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D
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Lors du calcul de l’ordre de liaison, on prend en compte les électrons positionnés sur des orbitales non-liantes.
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E
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Lors de l’estimation Para /Diamagnétique d’une molécule, on prend en compte les électrons localisés sur les orbitales non-liantes.
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QUESTION 15
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A
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Un carbone présentant une seule double liaison sera forcément hybridé sp2
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B
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L’Oxygène est trivalent à l’état fondamental.
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C
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L’Azote présente dans l’ion ammonium est hybridé sp3
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D
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Les carbones hybridés sp2 dans l’éthylène présentent une double liaison C=C.
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E
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L’azote est hybridé sp2 dans la molécule NH3.
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Chapitre 4 – 5 : Thermodynamique & Equilibre Chimique
QUESTION 16
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A
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La concentration est une variable intensive tout comme la Pression.
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B
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Une variable d’état ne dépend que de l’état final et de l’état initial.
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C
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Les gaz parfaits sont reliés par une équation d’état.
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D
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La loi de Henry précise que : Ptotale = ∑Ppartielle
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E
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Lors d’une transformation chimique, le réactif limitant peut être un gaz (Dioxygène, Diazote, Hélium…)
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QUESTION 17
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A
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Une transformation réversible se fait lorsque l’on peut passer de l’état final à l’état initial.
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B
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Une fonction d’état est dépendant des mécanismes intermédiaires
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C
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L’énergie interne dépend de la température uniquement.
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D
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W = int(F.ds) = P.dV
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E
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L’énergie d’un système fermé est variable.
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QUESTION 18
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A
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A Volume constant, ΔU = W + Q
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B
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La capacité calorifique, c’est la chaleur à fournir à 1 mole pour augmenter sa température d’un Kelvin.
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C
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L’unité de la capacité calorifique massique est le J.g-1.K-1
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D
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L’unité de la capacité calorifique molaire est le J.mol-1.K-1
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E
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Lorsqu’une enthalpie de formation est négative, la réaction est endothermique.
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QUESTION 19
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A
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Lorsque T = 0 K, S = G = 0
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B
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L’Enthalpie standard de combustion, c’est l’enthalpie de réaction d’un composé avec le Dioxygène.
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C
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L’Enthalpie standard de réaction vaut l’énergie de liaison.
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D
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Lorsqu’une réaction est réversible, S > 0
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E
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Lorsqu’une réaction est irréversible, ΔH – TΔS < 0
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QUESTION 20
Soit la Réaction suivante :
C4H10(l) + H2 (g) C2H6N(l) + C2H6 (g) ΔHreaction = -90kJ
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A
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L’augmentation de la température déplace l’équilibre dans le sens direct
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B
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L’ajout de CO(g) déplace l’équilibre dans le sens indirect
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C
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Une augmentation de la pression entraine un déplacement de l’équilibre vers la droite
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D
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La réaction est endothermique
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E
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L’ajout de H2 déplace le sens de la réaction vers la droite.
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Partie 2 – Chimie Organique
Chapitre 1 – Mode de représentation des molécules organiques
QUESTION 1
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A
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Une formule développée ne fait apparaître que certaines liaisons
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B
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Une formule simplifiée ne représente pas les hétéroatomes.
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C
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Les composés cycliques son préférentiellement représentés sous la forme développée.
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D
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En pratique, le terme « formule développée » indique toutes les représentations planes.
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E
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Les triples liaisons n’apparaissent pas dans la formule simplifiée.
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QUESTION 2 – Concernant la représentation de CRAM
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A
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Elle est la seule représentation qui indique des repères dans l’espace.
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B
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Un triangle hachuré indique un substituant vers l’arrière.
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C
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Un triangle hachuré représente un substituant simplement ou doublement lié.
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D
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La représentation en « U » permet le passage à la représentation de Fischer.
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E
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Une représentation en « U » ne peut être associée à une représentation en « Zig-Zag »
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QUESTION 3
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A
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La projection de Newman d’un C*, positionne le Carbone n°4 en avant.
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B
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Lorsque l’on dit que l’on fait une représentation de Newman « C2-C3 », le carbone représenté par un cercle est C2.
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C
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La représentation de Fischer est très utilisée pour représenter les acides aminés ou les sucres.
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D
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L’écriture de la formule brute de l’éthane est : CCH5
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E
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CH2(Br)CH2CH3 présente un C*
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Chapitre 2 – Isomérie.
QUESTION 4
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A
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Deux éléments sont isomères s’ils possèdent une disposition spatiale identique de leurs atomes
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B
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Deux isomères de constitution présente une simple rotation de la liaison sigma C-C.
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C
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Deux isomères de conformation peuvent présenter des formes éclipsées ou décalées.
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D
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Les isomères de configuration et de conformation sont des stéréoisomères.
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E
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Les isomères de constitution et de conformation sont des stéréoisomères.
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QUESTION 5
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A
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Les régio-isomères sont des isomères de constitution
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B
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Deux régio-isomères peuvent appartenir à la même famille chimique.
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C
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L’isomérie de constitution présente deux types d’isomères : Isomères Optique & Géométrique.
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D
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Deux énantiomères présentant 2 carbones asymétriques présentent deux permutations de substituants, une sur chacun des C*.
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E
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Les épimères sont des diastéréoisomères.
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Chapitre 3 - Descripteurs R/S & E/Z
QUESTION 6 - La molécule CH(CH3)=CH2
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A
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Présente un C*
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B
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Est un composé méso
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C
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Est de configuration Z
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D
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Est de configuration E
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E
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Aucune des réponses précédentes n’est juste.
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QUESTION 7
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A
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Plus les substituants reliés aux carbones sont importants, plus on a des formes isomériques différentes.
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B
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Ordre de préséance : I > O
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C
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Ordre de préséance : Cl > N
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D
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Ordre de préséance : N > O
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E
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Ordre de préséance : S > F
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QUESTION 8 - Qui a la priorité entre ces 2 substituants ?
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A
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CHO < COOH
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B
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OH > COOH
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C
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CH3 < C2H6
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D
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NH4 < OH
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E
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NH4 > SH
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QUESTION 9
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A
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Un composé « SR » et un composé « RS » sont obligatoirement des énantiomères.
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B
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Un composé « SR » et un composé « RR » sont obligatoirement des diastéréoisomères.
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C
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Deux composés méso sont des diastéréoisomère.
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D
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Un composé Z est un alcène.
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E
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Un composé E peut présenter un carbone asymétrique.
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Chapitre 4 – Chiralité
QUESTION 10
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A
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Un composé méso dévie la lumière.
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B
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Un composé méso est achiral
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C
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Un acide aminé de forme D dévie la lumière à droite.
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D
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Deux formes dextrogyres forment un mélange racémique.
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E
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Un mélange racémique ne dévie pas la lumière.
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Chapitre 5 – Nomenclatures des composés organiques non cycliques
QUESTION 11
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A
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Le Préfixe IUPAC de l’ester « -oate d’alkyle »
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B
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Le suffixe IUPAC du thiol est « thiol »
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C
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Le suffixe IUPAC de l’amine est « amine »
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D
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Le préfixe IUPAC de l’amide est « amino »
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E
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Le suffixe IUPAC de l’alcool est « Hydroxy »
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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
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A
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5 – 2 – 4
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B
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3 – 1 – 2
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C
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1 – 2 – 3 - 4
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D
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5 – 1 – 3 - 2 - 4
|
E
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3 – 5 – 1 – 2 – 4
|
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