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TUTORAT UE BCM 2015-2016 – Chimie Générale Colle – Semaine du 23/03/16

Cinétique et équilibre

Pr Nurit.

Séance préparée par l’ATP

Durée : 1h : 10 QCM + 2 QCM BONUS

Pour tous les calculs : En cinétique, si nécessaire, on prendra : ln 2 = 0,69 ; ln 0,9 = -0,105 ; 0,1/0,9 = 0,111

En oxydo – réduction : RT/F ln x = 0,06 log x

QCM n°1 : Soit la constante de vitesse d’une réaction k = 40,5.10-4 s-1

A. La réaction est d’ordre 1. B. Le temps de demi-réaction est égal à environ 170 s soit 2 min 50 s. C. Sachant que le réactif est à la concentration de 9.10-4 mol.cm-3 au bout de 90 s, la concentration

initiale en réactif sera de 1,3 mol.L-1 D. 10 % du réactif sera consommé au bout d’environ 26 secondes E. Le t90 est indépendant de la concentration. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°2 : On considère que la décomposition d’une molécule suit une réaction dont la constante de vitesse est k = 1,12.10-2 mol.L-1.s-1.

A. La réaction est d’ordre 0. B. Cette réaction a lieu en phase gazeuse alors on peut écrire que k = (P - P0)/-t C. La concentration initiale étant de 0,532 mol.L-1, le temps de demi-réaction est de 47,5 s. D. Si on divise la constante de vitesse par 2, on multiplie le temps de demi-réaction par deux. E. Le temps de péremption t90 = (0,1 × [A]0) / k F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°3 : Au cours d’une réaction dont l’énergie d’activation est Ea, la température augmente de 25 °C à 307 K. On sait de plus que le rapport 𝒌𝟐

𝒌𝟏= 𝟐,𝟑𝟓.

A. L’énergie d’activation de cette réaction est de 72,17 J.mol-1. B. L’énergie d’activation correspond au seuil d’énergie que les molécules de réactif doivent franchir pour qu’une réaction ait lieu. C. Au cours d’une réaction, les réactifs forment un intermédiaire appelé complexe activé. D. La vitesse d’une réaction est inversement proportionnelle à la température.

E. On exprime la loi d’Arrhenius par la formule : 𝑘 = 𝐴. 𝑒!!"!"

F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

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QCM n°4 : L’éthane se décompose à haute température suivant la réaction de premier ordre. (A concentration et volume constants) CH3 - CH3 (g) D CH2 = CH2 (g) + H2 (g) Nous avons obtenu les données suivantes : T1 = 507°C avec K1 = 2,3.10-6 ΔrH°= 2,00.104 J.mol-1 R = 8,31 J.mol-1.K-1

A. La loi d’Arrhenius démontre l’influence de la température sur l’équilibre de la réaction. B. La loi de Van’t Hoff s’écrit ln !!

!! = ∆!°

!× ( !

!! - !!!

) avec K1 et K2 les constantes de vitesse respectivement à T1 et T2 et ΔH° la variation d’enthalpie standard de la réaction. C. A T2 = 600 K, la constante d’équilibre K2 est égale à 9,11.10-7 D. Lorsque T2 est égale à 600 K la réaction évoluera dans le sens 1. E. Si on augmente la température la réaction évoluera dans le sens 1. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°5 : Concernant les propositions suivantes : A. La valeur de K (constante d’équilibre) est une valeur qui varie avec la température. B. Pour une réaction exothermique, lorsque la température augmente, la constante d’équilibre K va

augmenter. C. Soit l’équilibre suivant : 2 A(g) + 4 B(g) D 3 C(s) + 6 D(g).

On peut alors écrire : 𝐾! = !! !× !! !

!! !× !!!

D. A l’équilibre, on peut écrire : ∆rG° = - RT ln K. E. Pour une réaction donnée, si Q (quotient de réaction) > K (constante d’équilibre), alors cette réaction évolue dans le sens 1. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°6 : Concernant la solubilité :

A. La solubilité d’un composé correspond à la quantité maximale que l’on peut dissoudre dans un litre de solvant obtenant ainsi une solution saturée.

B. La solubilité d’un solide s’exprime en g.L-1 ou mol.L-1. C. Ks correspond à la constante d’équilibre relative à la solubilité d’un composé solide partiellement

soluble.

D. Soit l’équation : 𝑋!𝑌! (!) ⇔ 3𝑋!!(𝑎𝑞) + 2𝑌!!(𝑎𝑞) alors 𝐾! = !!! !× !!! !

! car l’activité du solide est

égale à 1. E. Au cours de la réaction de solubilisation d’une espèce, si on a un monôme de réaction M inférieur au

produit de solubilité Ks, le composé peut encore être solubilisé. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°7 : On place 2,4 g d’hydroxyde de potassium dans une solution aqueuse d’un litre et demi. On donne pKs = 10,9 ; MM (KOH) = 56 g.mol-1.

A. Le produit de solubilité Ks peut s’écrire : Ks = [K+].[OH-] = [K+]2 B. La solubilité de l’hydroxyde de potassium est d’environ 3,55.10-6 mol.L-1. C. Le produit ionique est égal à 8,16.10-4. D. On observe un précipité d’hydroxyde de potassium dans la solution. E. La solubilité s de l’hydroxyde de potassium est diminuée dans une solution aqueuse contenant de la

soude. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

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QCM n°8 : Concernant le degré d’oxydation (DO) : A. Lors de l’oxydation d’un élément, son DO, nombre entier, positif ou négatif, augmente. B. Le DO de l’oxygène peut être de –I, –II, ou + I C. Le DO du lithium dans LiH est de –I. D. Le DO de l’hydrogène associé à un métal alcalin est de –II E. Le DO du manganèse (Mn, Z = 25) dans MnO4

2- est maximal, c’est-à-dire qu’il est égal à + VI F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

QCM n°9 : On considère à 298 K, la réaction d’oxydation du cuivre par l’eau oxygénée. Les deux couples mis en présence sont les suivants :

Couple 1 : H2O2 / H2O Couple 2 : Cu2+ / Cu+

A. Le degré d’oxydation de l’oxygène est égal à –II dans H2O2 et H2O. B. Le couple 1 devient plus oxydant quand le pH augmente. C. Sachant que, à pH = 7,4, le potentiel standard biologique du couple 1 vaut 1,32 V, le potentiel

biologique à pH = 0 vaudra 1,76 V. D. La réaction globale d’oxydation du cuivre par H2O2 est favorisée par une diminution du pH. E. La réaction d’oxydation du cuivre par l’eau oxygénée peut s’écrire :

H2O2 + Cu2SO4 + H2SO4 D 2 H2O + 2 CuSO4

F. Toutes les propositions précédentes sont fausses. QCM n°10 : On étudie la pile constituée de 2 électrodes de Zn et Ag qui plongent respectivement dans des solutions de Zn(NO3)2 et Ag(NO3). Données : Zn(NO3)2 / Zn (Eo

1 = -0,76 V) // Ag(NO3) / Ag (Eo2 = +0,80 V)

Les 2 solutions de nitrate de zinc et de nitrate d’argent sont à la même concentration C = 0,1 mol.L-1

A. L’électrode de zinc constitue le pôle positif de la pile et l’électrode d’argent le pôle négatif. B. Dans la pile, l’argent subit une augmentation de DO et le zinc le réduit. C. La f.e.m, ΔE, de la pile vaut 1,50 V. D. La f.e.m de la pile, ΔE, vaut 0 à l’état d’équilibre. E. A l’état d’équilibre, la valeur de la constante d’équilibre K est supérieure à 1050. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.

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QUESTION BONUS : QCM n°11 : 4 µg de Simvastatine, médicament hypolipidémiant, sont dissouts dans 100

mL d’eau et administrés à un patient. Ce principe actif, commercialisé sous le nom de Zocor©, se fixe sur son récepteur, noté R en solution aqueuse. Son action pharmacologique est schématisée ci-dessous :

Zocor + R D Zocor - R ⇒ action pharmacologique

Données : Msimvastatine = 400 g.mol-1 x = nombre de moles de ZOCOR – R formées à tequilibre

√Δ = 2,24 A. La concentration initiale (C0) du Zocor administré est de 0,4 mol.L-1 B. La concentration initiale (C0) du Zocor administré est de 0,1 10-6 mol.L-1 C. Si on considère égales les concentrations initiales de Zocor et de Récepteur, la

relation donnant KC est : 𝐾! = !!(!! !!)

D. Si on considère égales les concentrations initiales de Zocor et de Récepteur, la

relation donnant KC est : 𝐾! = !(!!!!)²

E. Si KC = 107, alors la concentration de Zocor libre à l’équilibre est de 0,62 10-7mol.L-1

QCM n°12 : Soient les couples rédox suivants : HCOOH/HCOH : E1

° = -0,05 V HCOH/CH3OH : E2

° = 0,25 V Cr2O7

2-/ Cr3+ : E3° = 1,55 V

A. Dans le méthanol (CH3OH), le DO du carbone vaut -II. B. En milieu acide, les ions dichromates Cr2O7

2- peuvent oxyder le formaldéhyde (HCHO). C. Les ions dichromates Cr2O7

2- oxydent spontanément l’acide méthanoïque. D. HCHO est le réducteur du couple 2, et le DO du carbone vaut 0. E. Le formaldéhyde (HCHO) peut subir une réaction de dismutation. F. Toutes les propositions précédentes sont fausses.