Annexe D

Annexe D
Pour plus d’information,
voir le Tableau des
spécifications.
Examen prototype de 12e année
Chimie
Code du cours : 8222
Code à barres
Mois
Jour
Date de naissance
Octobre 2005
Chimie
Durée : Deux heures et demie
L’examen de chimie se fait à livre ouvert. Vous pouvez apporter avec vous tous les manuels autorisés
que vous voulez, ainsi que vos notes de cours. Le manuel de laboratoire peut faire partie de vos notes
de cours.
Les calculatrices peuvent être employées. Seules les calculatrices silencieuses à main conçues pour
les fonctions mathématiques telles que les opérations logarithmiques, trigonométriques et
graphiques sont autorisées. Les ordinateurs, les calculatrices à clavier QWERTY, les calculatrices
capables de manipulation symbolique et les tablettes électroniques ne sont pas autorisés. Les
calculatrices possédant des notes incorporées (définitions ou explications en notation alpha) qui ne
peuvent pas être effacées ne sont pas autorisées. Tous les programmes doivent être effacés de toutes
les calculatrices.
Vous avez droit à un dictionnaire imprimé. Aucune autre forme de dictionnaire (par exemple
électronique) ni aucun dictionnaire bilingue n’est permis.
Ne vous attardez pas trop sur l’une ou l’autre des questions. Lisez attentivement les questions.
Toutes les questions sont à choix multiple et seront corrigées à la machine. Vous devez inscrire toutes vos
réponses sur la feuille de réponses intitulée «Student Examination Form». Quatre réponses différentes
sont proposées pour chaque question, dont l’une est meilleure que les autres. Choisissez la meilleure
réponse, et notez-la sur la feuille de réponses comme dans l’exemple ci-dessous
Exemple :
1. Dans laquelle des substances suivantes le
soufre a-t-il le degré d’oxydation le plus élevé?
Réponses :
A. H2S
B. H2SO4
C. SO2
D. Na2S2O3
Feuille de réponses informatisée :
1.
A
B
C
D
E
Utilisez un crayon ordinaire HB pour inscrire vos réponses sur la feuille informatisée. Pour changer
une réponse, il faut d’abord effacer complètement la première. Il ne doit y avoir qu’une seule
réponse par question. Effacez aussi tous les autres traits de crayon de votre feuille de réponses. Si
vous avez besoin de brouillon, écrivez dans l’espace qui se trouve à côté de chaque question du cahier
d’examen.
Ne pliez ni la feuille de réponses, ni le cahier d’examen. N’oubliez pas de remplir le cadre bleu
d’identification de votre feuille de réponses.
Quand l’examen est terminé, placez la feuille de réponses sous le cahier d’examen, et insérez le tout
dans la même enveloppe. N’oubliez pas de sceller l’enveloppe, de remplir la fiche d’identification du
candidat et d’inscrire les renseignements demandés sur le dessus de l’enveloppe.
-i(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Chimie 30
Les tableaux suivants sont fournis avec cet examen :
• Solubilité dans l’eau de composés courants
• Force relative des acides en solution aqueuse à température ambiante (25 °C)
• Potentiels d’électrodes normaux des demi-réactions
• Tableau périodique des éléments
• Zone de pH des indicateurs acide-base courants
• Formulaire
Solubilité dans l’eau de composés courants
Règle
Ions négatifs
Ions positifs
Solubilité
1
pratiquement tous
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , Fr +
soluble
2
pratiquement tous
H+
soluble
3
pratiquement tous
NH 4
4
nitrate, NO 3
5
6
−
acétate, CH 3 COO
sulfate, SO 4
pratiquement tous
soluble
Ag +
solub. faible
tous les autres
soluble
Ag + , Pb +2 , Hg 2 , Cu + , Tl +
solub. faible
tous les autres
soluble
+2
bromure, Br −
chlorure, Cl −
iodure, I −
7
−
soluble
+
Ca +2 , Sr +2 , Ba +2 , Ra +2 , Pb +2 , Ag + , Hg 2
−2
+2
tous les autres
8
soluble
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , Fr + , H + , NH 4 ,
Be +2 , Mg +2 , Ca +2 , Sr +2 , Ba +2 , Ra +2
soluble
tous les autres
solub. faible
+
sulfure, S −2
9
+
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , Fr + , H + , NH 4 ,
hydroxyle, OH
−
carbonate, CO 3
−2
phosphate, PO 4
sulfite, SO3
soluble
Sr +2 , Ba +2 , Ra +2 , Tl +
tous les autres
10
solub. faible
solub. faible
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , Fr + , H + , NH 4
−3
tous les autres
+
soluble
solub. faible
−2
Une substance est considérée comme soluble si elle se dissout suffisamment pour donner une concentration
ionique supérieure à 0,1 mole par litre à température ambiante.
(Adapté de Chemistry: Experimental Foundations, 4th Edition. Prentice-Hall, Inc., 1987.)
- ii (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
FORCE RELATIVE DES ACIDES EN SOLUTION AQUEUSE À TEMPÉRATURE AMBIANTE (25 °C)
Acide
Réaction
+
H (aq)
+ ClO4–(aq)
Ka
acide perchlorique
HClO4 →
acide iodhydrique
HI(aq) → H (aq) + I–(aq)
acide bromhydrique
HBr(aq) → H (aq) + Br–(aq)
+
1,0 × 109
acide clorhydrique
HCl(aq) → H (aq) + Cl–(aq)
+
1,3 × 106
acide sulfurique
H2SO4(aq) → H (aq) + HSO4–(aq)
acide nitrique
HNO3(aq) → H (aq) + NO3–(aq)
acide oxalique
HOOCCOOH(aq) → H (aq) + HOOCCOO–(aq)
acide sulfureux (SO2 + H2O)
H2SO3(aq) → H (aq) + HSO3–(aq)
+
1,7 × 10–2
ion hydrogénosulfate
HSO4–(aq) → H (aq) + SO4–2(aq)
+
1,3 × 10–2
acide phosphorique
H3PO4(aq) → H (aq) + H2PO4–(aq)
+
7,1 × 10–3
tellurure d’hydrogène
H2Te(aq) → H (aq) + HTe–(aq)
acide fluorhydrique
HF(aq) → H (aq) + F–(aq)
acide nitreux
HNO2(aq) → H (aq) + NO2–(aq)
séléniure d’hydrogène
H2Se(aq) → H (aq) + HSe–(aq)
acide benzoïque
C6H5COOH(aq) → H (aq) + C6H5COO–(aq)
acide acétique
CH3COOH(aq) → H (aq) + CH3COO–(aq)
acide carbonique (CO2 + H2O)
H2CO3(aq) → H (aq) + HCO3–(aq)
acide sulfhydrique
H2S(aq) → H (aq) + HS–(aq)
ion dihydrogénophosphate
H2PO4–(aq) → H (aq) + HPO4–2(aq)
ion hydrogénosulfite
HSO3–(aq) → H (aq) + SO3–2(aq)
acide hypochloreux
HClO(aq) → H (aq) + ClO–(aq)
2,9 × 10–8
ion ammonium
NH4+(aq) → H (aq) + NH3(aq)
+
5,7 × 10–10
ion hydrogénocarbonate
HCO3–(aq) → H (aq) + CO3–2(aq)
ion hydrogénotellurure
HTe–(aq) → H (aq) + Te–2(aq)
+
1,0 × 10–11
péroxyde d’hydrogène
H2O2(aq) → H (aq) + HO2–(aq)
+
2,4 × 10–12
ion hydrogénophosphate
HPO4–2(aq) → H (aq) + PO4–3(aq)
ion hydrogénosulfure
HS–(aq) → H (aq) + S–2(aq)
ammoniaque
NH3(aq) → H (aq) + NH2–(aq)
+
très grande
3,2 × 109
+
1,0 × 103
+
2,4 × 101
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
5,4 × 10–2
2,3 × 10–3
6,7 × 10–4
5,1 × 10–4
1,7 × 10–4
6,6 × 10–5
1,8 × 10–5
4,4 × 10–7
1,0 × 10–7
6,3 × 10–8
6,2 × 10–8
4,7 × 10–11
4,4 × 10–13
+
1,2 × 10–15
+
très faible
- iii (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Potentiels d’électrodes normaux des demi-réactions
Concentrations ioniques de 1,0 mol/L dans l’eau, à 25 °C. Tous les ions sont aqueux.
Demi-réaction
E° (Potentiel)
(volts)
F2 (g ) + 2e − → 2F −
+2,87
−
MnO 4 + 8H + + 5e − → Mn +2 + 4H 2 O
+3
Au
+ 3e → Au(s)
−
Cr2 O 7
−2
+1,50
−
Cl 2 (g ) + 2e → 2Cl
+1,36
+
−
+3
+ 7H 2 O
+1,33
+
−
+2
+ 2H 2 O
+1,28
+ 14 H + 6e → 2Cr
MnO 2 (s) + 4H + 2e → Mn
1
2
+1,52
−
+
−
O 2 (g ) + 2H + 2e → H 2 O
−
Br2 ( l ) + 2e → 2Br
−
+
+1,23
−
+1,06
−
+0,96
Ag + e → Ag(s)
+0,80
NO 3 + 4H + 3e → NO(g ) + 2H 2 O
+
−
−
+
−
+0,78
+2
+0,77
I 2 (s) + 2e − → 2I −
+0,53
NO 3 + 2H + e → NO 2 (g ) + H 2 O
+3
Fe
Cu
−
+ e → Fe
+2
SO 4
−
+ 2e → Cu(s)
−2
+
+0,34
−
+ 4H + 2e → SO 2 (g ) + 2H 2 O
+0,17
Sn +4 + 2e − → Sn +2
+0,15
+
+0,14
−
S(s) + 2H + 2e → H2S(g )
+
−
2H + 2e → H 2 (g )
0,00
Fe +3 + 3e − → Fe(s)
– 0,04
Pb
+2
Sn
+2
Ni
+2
Cd
Fe
Cr
+3
Zn
+2
Mn
Al
Mg
– 0,14
−
– 0,25
−
– 0,40
−
– 0,44
−
– 0,74
+ 2e → Sn(s)
+ 2e → Ni(s)
+ 2e → Cd(s)
+ 2e → Fe(s)
+ 3e → Cr(s)
−
+ 2e → Zn(s)
+2
+3
– 0,13
−
+ 2e → Pb(s)
+2
+2
−
– 0,76
−
+ 2e → Mn(s)
–1,18
−
+ 3e → Al(s)
+2
–1,66
−
+ 2e → Mg(s)
–2,37
Na + + e − → Na(s)
Ca
+2
Ba
+2
–2,71
−
–2,87
−
–2,90
+ 2e → Ca(s)
+ 2e → Ba(s)
Cs + + e − → Cs(s)
+
–2,92
−
K + e → K( s)
+
–2,92
−
Li + e → Li(s)
–3,00
- iv (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Tableau périodique des éléments
1
18
1
H
2
He
Hydrogène
1,01
2
3
Li
4
Be
Lithium
6,94
Beryllium
9,01
11
Na
12
Mg
11
Numéro atomique
Na
Symbole atomique
Sodium
Nom de l’élément
22,99
Masse atomique moyenne
13
14
15
16
17
Hélium
4,00
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
Bore
10,81
Carbone
12,01
Azote
14,01
Oxygène
16,00
Fluor
19,00
Néon
20,18
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
Sodium
22,99
Magnésium
24,31
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Aluminium
26,98
Silicium
28,09
Phosphore
3
30,97
Soufre
32,07
Chlore
35,45
Argon
39,95
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
Potassium
39,10
Calcium
40,08
Scandium
44,96
Titane
47,87
Vanadium
50,94
Chrome
52,00
Manganèse
54,94
Fer
55,85
Cobalt
58,93
Nickel
58,69
Cuivre
63,55
Zinc
65,41
Gallium
69,72
Germanium
72,64
Arsenic
74,92
Sélénium
78,96
Brome
79,90
Krypton
83,80
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
Argent
107,87
48
Cd
Cadmium
112,41
49
In
Indium
114,82
50
Sn
Étain
118,71
51
Sb
Antimoine
121,76
52
Te
Tellure
127,60
53
I
Iode
126,90
54
Xe
101,07
Palladium
106,42
47
Ag
(98)
Rhodium
102,91
46
Pd
Xénon
131,29
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
Rubidium
85,47
Strontium
87,62
55
Cs
56
Ba
Césium
132,91
Baryum
137,33
87
Fr
88
Ra
Francium
(223)
Radium
(226)
57-70
*
89-102
**
Yttrium
88,91
Zirconium
91,22
Niobium
92,91
Molybdène
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
95,94
Technétium Ruthénium
Lutétium
174,97
Hafnium
178,49
Tantale
180,95
Tungstène
183,84
Rhénium
186,21
Osmium
190,23
Iridium
192,22
Platine
195,08
Or
196,97
Mercure
200,59
Thallium
204,38
Plomb
207,21
Bismuth
208,98
Polonium
(209)
Astate
(210)
Radon
(222)
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Uub
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo
(268)
(271)
(272)
(285)
(284)
(289)
(288)
(292)
(?)
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
Lawrencium
(262)
Rutherfordium
(261)
Dubnium
(262)
Seaborgium
(266)
Bohrium
(264)
Hassium
(269)
Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Ununbium Ununtrium Ununquadium Ununpentium Ununhexium Ununseptium
Ununoctium
(293)
*§ Series des Lanthanides
57
La
Lanthane
138,91
58
Ce
Cérium
140,12
59
Pr
Praséodyme
140,91
60
Nd
Néodyme
144,24
(145)
Samarium
150,36
93
Np
94
Pu
(237)
(244)
Prométhium
Europium Gadolinium
157,25
151,96
Terbium
158,93
Dysprosium
162,50
Holmium
164,93
Erbium
167,26
Thulium
168,93
Ytterbium
173,04
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
**¥ Series des Actinides
89
Ac
90
Th
Actinium
(227)
Thorium
(232)
91
Pa
Protactinium
231,04
92
U
Uranium
238,03
95
Am
Neptunium Plutonium Américium
(243)
96
Cm
Curium
(247)
Berkélium Californium Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium
(258)
(251)
(252)
(247)
(257)
(259)
-v(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Zones de pH des indicateurs acide-base courants
violet de méthyle
Zone de
pH
0,0-1,6
Couleur au
début de la
zone
jaune
Couleur au
milieu de la
zone
vert
bleu
orange IV
1,4-2,8
rouge
orange
jaune
jaune de méthyle
2,9-4,0
rouge
orange
jaune
bleu de
bromophénol
orange de méthyle
3,0-4,6
jaune
vert
bleu
3,2-4,4
rouge
orange
jaune
vert de
bromocrésol
3,8-5,4
jaune
vert
bleu
rouge de méthyle
4,8-6,0
rouge
orange
jaune
rouge de
5,2-6,8
jaune
orange
rouge
tournesol
5,5-8,0
rouge
violet
bleu
bleu de
bromothymol
6,0-7,6
jaune
vert
bleu
rouge de phénol
6,6-8,0
jaune
orange
rouge
phénolphtaléine
8,2-10,6
incolore
rose
rouge
thymolphtaléine
9,4-10,6
incolore
bleu pâle
bleu
jaune d’alizarine
10,0-12,0
jaune
orange
rouge
carmin d’indigo
11,4-13,0
bleu
vert
jaune
Indicateur
Couleur à la
fin de la zone
chlorophénol
- vi (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
FORMULAIRE
Solubilité :
grammes de soluté

6
1 × 10 grammes de solvant 
 pour l'eau, 1 mL = 1 g
grammes de soluté

ppmilliard =
1 × 109 grammes de solvant 
[ ] = mol/L ou M
ppmillion =
Molarité (M) =
C1 V1 = C2 V2
montant de soluté (moles)
volume de solvant (litres)
M1 V1 = M2 V2
ou
nombre de moles =
Équilibre :
Thermodynamique :
K=
masse
m
ou n =
masse molaire
masse molaire
[ Produits]
[ Réactifs]
∆H° = Σ∆Hfp° − Σ∆Hfr°
∆H = Σ énergie d’union des unions brisées − Σ énergie d’union des unions
(dans les réactifs)
formées (dans les produits)
Q = mc∆T (pour l’eau, c = 4,18 J / g / °C )
Acide-Base :
Ma Va =Mb Vb ou Ca Va =Cb Vb
[
]
pH = − log H3O+ ou pH = − log[ H + ]
[ H ][ OH ] = 1 × 10
+
-
-14
[
]
ou H3O+ [ OH- ] = 1 × 10-14
pH + pOH = 14
OxydationRéduction:
Zn Zn +2 Cu +2 Cu représente un exemple de cellule électrochimique
Erreur de
pourcentage
% d'erreur =
valeur acceptée-valeur expérimentale
×100
valeur acceptée
- vii (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
EXAMEN DE 12e ANNÉE DU MINISTÈRE
CHIMIE 30 – EXAMEN PROTOTYPE
VALEUR
100
(50 × 2)
RÉPONDRE AUX 50 QUESTIONS SUIVANTES SUR LA FEUILLE DE
RÉPONSES INFORMATISÉE INTITULÉE « STUDENT EXAMINATION
FORM ».
1.
Un précipité se forme dans un échantillon d’eau potable quand on y
−2
ajoute des ions SO 4 (sulfate), mais non quand on y ajoute des ions
Cl − (chlorure). Un cation qui pourrait être responsable de cet effet est
A.
B.
C.
D.
2.
Ca +2 (aq )
Ag + (aq )
Na + (aq )
Mg +2 (aq )
La concentration d’une solution obtenue en dissolvant 11,7 g de
NaCl(s) dans assez d’eau distillée pour produire 250 mL de solution est
de
A.
B.
C.
D.
0,10 mol/L
0,40 mol/L
0,80 mol/L
1,0 mol/L
-1(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Utiliser le graphique de solubilité ci-dessous pour répondre à la question 3.
Courbe de solubilité de certains solutés
1500
1400
Solubilité
(grammes de soluté/litre H2O)
1300
1200
NaNO3
1100
1000
KNO3
900
800
HCl
700
600
500
400
NaCl
300
200
100
0
0
10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Température (oC)
3.
Selon le graphique de solubilité ci-dessus, 1 200 g de nitrate de sodium
formeront une solution saturée dans 1 L d’eau à une température de
A.
B.
C.
D.
57 °C
50 °C
45 °C
40 °C
-2(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
4.
Dans l’analyse de l’eau, il est parfois nécessaire de séparer les ions en
solution par précipitation sélective.
Une solution est réputée contenir du Be +2 (aq ) et du Ra + 2 (aq ) . Quelle
paire d’ions parmi celles ci-dessous pourrait être utilisée, dans l’ordre
donné, pour précipiter sélectivement les deux cations de la solution ?
5.
S −2 (aq ) , CO 3 (aq )
B.
OH − (aq ) , SO 3 (aq )
C.
Br − (aq ) , SO 4 (aq )
D.
NO 3 (aq ), CH 3 COO − (aq )
−2
−2
−
Quel volume de HCl(aq) à 12,0 mol / L est nécessaire pour produire
5,00 L de solution aqueuse à 0,500 mol / L ?
A.
B.
C.
D.
6.
−2
A.
12,0 L
0,208 L
12,0 mL
0,208 mL
Quand on ajoute une solution de nitrate de plomb, Pb(NO 3 ) 2 (aq ) , à
une solution d’iodure de sodium, NaI(aq ) , un précipité jaune se forme.
L’équation ionique nette représentant cette réaction est
A.
Pb(NO 3 ) 2 (aq ) + 2NaI(aq ) → PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (aq )
B.
Pb +2 (aq ) + 2NO 3 (aq ) + 2Na + (aq ) + 2I − (aq ) → PbI 2 (s) + 2Na + (aq ) + 2NO 3 (aq )
C.
Pb +2 (aq) + 2I− (aq) → PbI2 (s)
−
−
−
D. 2Na + (aq ) + 2NO 3 (aq ) → 2NaNO 3 (aq )
7.
Dans un labo de chimie d’une école secondaire, un étudiant mélange
accidentellement une solution de CaCl 2 (aq ) avec une solution de
Na 2 CO 3 (aq ) . Un précipité s’est formé.
Quelle est l’équation ionique globale de la réaction décrite ci-dessus?
−2
A.
Ca +2 (aq ) + 2Cl − (aq ) + 2Na + (aq ) + CO 3 (aq ) → CaCO 3 (s) + 2Na + (aq ) + 2Cl − (aq )
B.
Ca +2 (aq ) + CO 3 (aq ) → CaCO 3 (s)
C.
D.
Ca +2 (aq ) + Cl − (aq ) + Na + (aq ) + CO 3 (aq ) → CaCO 3 (s) + NaCl(aq )
CaCl 2 (aq ) + Na 2 CO 3 (aq ) → CaCO 3 (s) + 2NaCl(aq )
−2
−2
-3(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
8.
À l’aide des enthalpies de liaison, une estimation du ∆H° de la réaction
serait de
A.
B.
C.
D.
9.
{N ≡ N + 2H – H} − {4N – H + N – N }
{N ≡ N + 2H – H} − {N – H + N – N }
{4N − H + N – N } − {N ≡ N + 2H − H}
{N − H + N – N } − {N ≡ N + 2H − H}
Le peroxyde d’hydrogène se décompose selon l’équation suivante.
2H2O2 ( l ) → 2H2O ( l ) + O2 (g )
À l’aide des valeurs de ∆Hf ° données ci-dessous, calculer la chaleur de
réaction de ce processus.
Substance
H2O2 ( l )
H2O( l )
O2 (g)
A.
B.
C.
D.
10.
∆H f ° (kJ)
−187,8
−285,8
0
+196,0 kJ
+98,0 kJ
−98,0 kJ
−196,0 kJ
Laquelle des réactions suivantes est endothermique ?
A.
B.
C.
D.
1
H2 (g) + O2 (g) → H2O(g)
∆H = −242,76 kJ
2
C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O(g) ∆H = −2049,6 kJ
3
Al(s) + F2 (g) → AlF3 (s) + 1306,2 kJ
2
H2O(g) + C(s) → CO(g) + H2 (g)
∆H = +131,88 kJ
-4(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
11.
En calculant expérimentalement une valeur de ∆H au labo, un
étudiant a déterminé que cette valeur était de −535 kJ / mol . Après
consultation d’un manuel de chimie, l’étudiant découvre que la valeur
acceptée de ∆H est −547 kJ / mol.
Le pourcentage d’erreur était de
A.
B.
C.
D.
12.
2,2 %
12,0 %
65,2 %
97,8 %
Un étudiant veut déterminer le contenu énergétique d’une guimauve.
La guimauve utilisée est composée de sucrose (C12 H22 O11 ). Un
échantillon de 0,83 g a été brûlé dans un calorimètre et les données
suivantes ont été recueillies :
masse de guimauve brûlée
masse d’eau
température initiale de l’eau
température finale de l’eau
0,83 g
75,0 g
22,0 °C
24,9 °C
La chaleur de combustion ( ∆ HC ) du sucrose est de
A.
B.
C.
D.
− 374 kJ / mol
− 647 kJ / mol
− 909 kJ / mol
−1218 kJ / mol
-5(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
13.
Les chaleurs molaires de formation de certains halogénures de sodium
sont données ci-dessous.
1
Na(s) + I2 (s) → NaI(s)
2
1
Na(s) + Br2 ( l ) → NaBr(s)
2
1
Na(s) + Cl 2 (g) → NaCl(s)
2
1
Na(s) + F2 (g) → NaF(s)
2
∆ H = − 287,8 kJ
∆ H = − 361,1 kJ
∆ H = − 411,2 kJ
∆ H = − 570,7 kJ
Une généralisation que l’on peut faire sur ces composés est que
A.
B.
C.
D.
14.
l‘iode forme des liaisons plus fortes que le chlore.
les composés bromés sont moins stables que les composés chlorés.
le fluor forme la liaison la plus faible parmi les halogénures
énumérés.
les halogénures de sodium absorbent de la chaleur quand ils se
forment.
Lequel des phénomènes suivants est un changement endothermique?
A.
B.
C.
D.
Du café chaud qui refroidit à la température de la pièce
De la vapeur se condensant en eau sur une fenêtre froide
Du givre se formant sur un pare-brise
De la glace qui fond
-6(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
Énergie
Utiliser le diagramme ci-dessous pour répondre aux questions 15 et 16.
Coordonnée de la réaction
15.
L’énergie d’activation de la réaction inverse est représentée par
A.
B.
C.
D.
16.
1
2
3
4
Le ∆H de la réaction directe est représenté par
A.
B.
C.
D.
1
2
3
4
________________________________________
17.
La vitesse d’une réaction chimique dépend
A.
B.
C.
D.
seulement de la fréquence des collisions.
seulement de l’efficacité des collisions.
aussi bien de la fréquence des collisions que de leur efficacité.
pas plus de la fréquence des collisions que de leur efficacité.
-7(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
18.
La décomposition de « A » se fait suivant un mécanisme en 3 étapes :
Étape 1
Étape 2
Étape 3
A → X+C
X → D + 2E
C + D → 2B
La réaction nette ou globale de la décomposition de « A » est
A.
B.
C.
D.
19.
C + D → 2B
A → X+C
A → 2B + 2E
B+C → B+D+E
Un étudiant a déterminé qu’une certaine réaction parvient à son terme
en 20 minutes à 0 °C. Si la même réaction était réalisée à 30 °C, elle
devrait parvenir à son terme en
A.
B.
C.
D.
20 minutes.
10 minutes.
5 minutes.
2,5 minutes.
-8(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
20.
Le graphique présentant la réaction dont la vitesse pourrait être le
plus augmentée par une augmentation de température est
A.
B.
C.
D.
-9(Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
21.
Lequel des facteurs suivants n’influerait PAS sur la vitesse d’une
réaction ?
A.
B.
C.
D.
22.
L’ajout d’un catalyseur
L’augmentation des quantités de réactifs
La diminution de la surface d’un solide
L’augmentation de la pression sur un liquide
On produit l’ammoniac ( NH3 (g) ) selon l’équation suivante.
N 2 (g) + 3H2 (g) ⇔ 2NH3 (g)
Quand le système a atteint l’équilibre, la valeur de la constante
d’équilibre, K éq, peut être modifiée en
A. augmentant la pression.
B. accroissant la température.
C. ajoutant plus d’azote.
D. diminuant la concentration d’ammoniac.
23.
Quand un état d’équilibre est atteint entre deux réactions chimiques
opposées,
A.
B.
C.
D.
24.
Si le système H2 (g) + Cl 2 (g) ⇔ 2HCl(g) ( ∆H = −92,5 kJ/mol HCl) est
à l’équilibre, l’injection de plus de H2 (g ) dans le système
A.
B.
C.
D.
25.
les deux réactions continuent mais le changement net est nul.
les réactions s’arrêtent.
50 % des réactifs originaux ont été transformés en produits finaux.
les vitesses des réactions opposées ne sont plus égales.
refroidira légèrement le système.
abaissera la [Cl 2 ] du système.
abaissera la [HCl] du système.
n’aura aucun effet sur la [Cl 2 ] ou la [HCl].
Lequel des systèmes ci-dessous serait un exemple d’équilibre ?
A.
B.
C.
D.
De la glace sèche formant du CO2 (g ) dans un becher d’eau tiède
Une solution insaturée de MgCl 2 (aq )
Une bouilloire d’eau bouillante à température constante
Une solution saturée de sucre dissous dans de l’eau dans un
becher à 25 °C
- 10 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
26.
L’ammoniac anhydre, un important engrais utilisé dans l’industrie
agricole de la Saskatchewan, est produit par le procédé suivant :
N 2 (g ) + 3H 2 (g ) ⇔ 2NH 3 (g )
Une expérience a été faite avec des concentrations initiales de
[N 2 ] = 0,96 M et [H2 ] = 0,72 M. La [NH 3 ] à l’équilibre était de 0,24 M.
[Initiale]
[Changement]
[Équilibre]
[N 2 ]
[ H2 ]
[NH3 ]
0,96 M
0,72 M
0,24 M
D’après les données ci-dessus, la valeur de K éq est de
A.
B.
C.
D.
Le graphique de concentration en fonction du temps, sur trois
intervalles de temps, pour l‘équilibre X(g) ⇔ Y(g) + Z(g) + chaleur , est
donné ci-dessous.
Concentration
27.
0,16
1,5
2,6
120
- X (g)
∆ - Y (g)
- Z (g)
∆
∆
∆
∆ ∆ ∆ ∆ ∆
∆
∆ ∆ ∆ ∆
∆
∆
∆ ∆
∆ ∆ ∆
∆
Temps
La perturbation intervenue en t 1 était
A.
B.
C.
D.
une baisse de température.
une diminution de pression.
l’ajout d’un catalyseur.
une diminution de [X(g)].
- 11 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
28.
On obtient le SO 3 par la réaction suivante :
2SO 2 (g ) + O 2 (g ) ⇔ 2SO 3 (g )
L‘expression de l’équilibre de ce processus est
29.
A.
K éq =
B.
K éq =
C.
K éq =
D.
K éq =
[SO 2 ]2 [O 2 ]
[SO 3 ]2
[SO 3 ]
[SO 2 ][O 2 ]
[SO 3 ]2
[SO 2 ]2 [O 2 ]
[SO 3 ]
[SO 2 ][O 2 ]2
Le graphique suivant montre la variation de pH d’une solution en
fonction du volume d’acide chlorhydrique ajouté à 40,0 mL de solution
d’hydroxyde de sodium à 1,28 ×10−5 mol/L .
Le pH de l’acide
utilisé est d’environ
A.
B.
C.
D.
30.
2
5
7
12
À l’aide du tableau des valeurs de Ka fourni avec cet examen, l’acide le
plus fort dans la liste ci-dessous est
A.
B.
C.
D.
H2SO3 (aq )
H2CO3 (aq )
HCl(aq )
HNO3 (aq )
- 12 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
31.
Considérer les systèmes acide-base suivants.
−
−
−2
HCO3 (aq) + HSO3 (aq) → H2CO3 (aq ) + SO3 (aq )
−
−3
−2
−2
HSO3 (aq ) + PO4 (aq ) → HPO4 (aq ) + SO3 (aq )
−2
−
HCO3 (aq ) + HS − (aq ) → CO3 (aq ) + H2S(aq )
Identifier la substance qui, dans les systèmes décrits ci-dessus, se
comporte tantôt comme un acide et tantôt comme une base.
32.
HCO3 (aq )
B.
HS− (aq )
C.
HSO3 (aq )
D.
HPO4 (aq )
−2
Orange IV – la solution est orange
Bleu de thymol – la solution est orange
Carmin d’indigo – la solution est verte
Phénolphtaléine – la solution est incolore
Laquelle des substances suivantes est amphotère (amphiprotique) ?
A.
B.
C.
D.
34.
−
Un élève a ajouté 200 mL de solution d’hydroxyde de potassium à
0,125 mol / L à 100 mL de solution d’acide nitrique à 0,100 mol / L . À
l’aide du tableau Zones de pH des indicateurs acide-base courants
fourni avec cet examen, quel indicateur est associé à la couleur qu’il
aurait dans la nouvelle solution ?
A.
B.
C.
D.
33.
−
A.
H2SO4
KOH
NaCl
H 2O
Quand le beurre rancit, il prend un goût aigre. On peut aussi
s’attendre à ce qu’il
A.
B.
C.
D.
réagisse avec le Zn(s) pour former de l’H2(g).
neutralise HCl(aq).
fasse tourner le papier tournesol au bleu.
ait un pH > 7.
- 13 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
35.
On a demandé à un étudiant de préparer 150 mL de solution de HCl à
0,20 M à partir d’une solution-mère ayant une concentration de 6,0 M.
Quel volume de solution-mère faut-il?
A.
B.
C.
D.
36.
HClO (aq), est un acide faible qui a un Ka = 2,9 × 10−8 . La [ H + ] d’une
solution à 0,85 M de cet acide est de
A.
B.
C.
D.
37.
libérant un OH − (aq ) à la fois.
gagnant un OH − (aq ) à la fois.
libérant un H + (aq ) à la fois.
gagnant un H + (aq ) à la fois.
Dans un échantillon de jus d’orange, la [OH− ] = 1,26 × 10 −11 . Le pH du
jus d’orange est de
A.
B.
C.
D.
39.
0,85 mol / L
1,6 × 10−4 mol / L
1,0 × 10−7 mol / L
2,5 × 10−8 mol / L
Les acides polyprotiques se dissocient par étapes successives en
A.
B.
C.
D.
38.
5,0 mL
30 mL
180 mL
4 500 mL
10,9
7,94
3,10
1,65
Dans une expérience de titrage, 15,0 mL de HCl à 0,250 M ont été
neutralisés par 22,5 ml de solution d’hydroxyde de calcium (Ca(OH) 2 )
de concentration inconnue. La concentration de Ca(OH )2 était de
A.
B.
C.
D.
0,266 mol / L
0,174 mol / L
0,133 mol / L
0,0833 mol / L
- 14 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
40.
Lesquelles des équations suivantes (telles qu’elles sont écrites de
gauche à droite) sont des réactions d’oxydation ? (Tous les ions sont
aqueux.)
1.
2.
3.
4.
5.
A.
B.
C.
D.
41.
aluminium (Al).
nickel (Ni).
cuivre (Cu).
zinc (Zn).
Le fragment d‘équation que l’on trouverait dans une demi-réaction de
réduction est
A.
B.
C.
D.
43.
Toutes les équations ci-dessus sont des réactions d’oxydation.
Les équations (2) et (3) sont des réactions d’oxydation.
Les équations (1) et (4) sont des réactions d’oxydation.
Les équations (1), (4) et (5) sont des réactions d’oxydation.
Pour stocker une solution contenant du Sn(NO3)2 sans qu’il y ait de
réaction entre la solution et le contenant, ce dernier pourrait être en
A.
B.
C.
D.
42.
Cl 2 (g ) + 2e− → 2Cl −
2I− → I2 (s) + 2e −
Fe +2 → Fe +3 + e −
Al +3 + 3e − → Al(s)
S− + e − → S−2
X +2 (aq ) → X +3 (aq )
2R − (aq ) → R 2 (g )
Z(s) → Z +3 (aq )
R +2 (aq ) → R + (aq )
Dans l‘équation 2I− (aq ) + F2 (g ) → 2F − (aq ) + I2 (s) , la substance qui est
oxydée est
A.
B.
I− (aq )
F2 (g )
C.
D.
F − (aq )
I2 (s)
- 15 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
44.
Laquelle des méthodes suivantes permet de ralentir la corrosion du
fer ?
A.
B.
C.
D.
45.
Relier le fer à une pièce de plomb
Relier le fer à la borne négative d’une source de courant
Relier le fer à la borne positive d’une source de courant
Enrouler de l’étain autour du fer
Considérer l’équation suivante de la corrosion du fer.
4Fe(s) + 3O2 (g ) → 2Fe2O3 (s)
Lequel des énoncés suivants à propos de cette réaction n’est PAS vrai ?
A.
B.
C.
D.
46.
Cette équation est un exemple de réaction d’oxydoréduction.
Le fer est l’agent réducteur dans cette réaction.
L’oxygène est oxydé dans cette réaction.
Le nombre d’oxydation du fer passe de 0 à +3.
Pour protéger par électrodéposition une pièce d’un cent avec du nickel,
la pièce doit être connectée à la source de courant continu pour former
A.
B.
C.
D.
la cathode, et doit être placée dans une solution contenant du
Ni +2 (aq ) .
l’anode, et doit être placée dans une solution contenant du
Ni +2 (aq ) .
la cathode, et doit être placée dans une solution contenant du
Cu +2 (aq ) .
l’anode, et doit être placée dans une solution contenant du
Cu +2 (aq ) .
- 16 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
47.
Un entrepreneur en construction décide d’installer des matériaux de
couverture en aluminium au moyen de clous de fer. Lequel les énoncés
ci-dessous explique pourquoi ce n’était pas une bonne décision du point
de vue chimique ?
A.
B.
C.
D.
Les clous de fer seront oxydés et deviendront verts.
L’aluminium s’oxydera lentement et se désintégrera autour des
clous de fer.
L’aluminium sera réduit et le toit aura des fuites.
Les clous de fer se désintégreront lentement à cause de la
réduction.
Utiliser le diagramme ci-dessous pour répondre aux questions 48, 49 et 50.
48.
49.
L’anode est faite de
A.
Cu(s)
B.
Cu(NO 3 ) 2 (aq )
C.
Mg(s)
D.
Mg(NO 3 ) 2 (aq )
La demi-réaction de réduction pour cette cellule est
A.
B.
C.
D.
Cu +2 (aq ) + 2e − → Cu(s)
Cu(s) → Cu +2 (aq ) + 2e −
Mg +2 (aq ) + 2e − → Mg(s)
Mg(s) → Mg +2 + 2e −
- 17 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
50.
La différence de potentiel théorique de cette cellule est de
A.
B.
C.
D.
−2,71 volts.
−2,03 volts.
+2,03 volts.
+2,71 volts.
- 18 (Chimie – Examen prototype)
(octobre 2005)
EXAMEN DE 12e ANNÉE DU MINISTÈRE
CHIMIE 30 – EXAMEN PROTOTYPE – SOLUTIONNAIRE
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
1.
2.
A
C
A
B
B
C
A
A
D
D
A.
C.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
A
A
B
D
C
D
C
C
D
D
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
D
B
A
B
D
B
D
C
B
C
31.
32.
33.
34.
35.
36.
37.
38.
39.
40.
A
C
D
A
A
B
C
C
D
B
41.
42.
43.
44.
45.
46.
47.
48.
49.
50.
C
D
A
B
C
A
B
C
A
D
−2
A.
Ca +2 (aq ) , insoluble avec SO4 , soluble avec Cl −
B.
Ag + (aq ) , insoluble avec SO4 , insoluble avec Cl −
C.
Na + (aq ) , soluble avec SO4 , soluble avec Cl −
D.
Mg +2 (aq ) , soluble avec SO4 , soluble avec Cl −
−2
−2
−2
1 mol
= 0,200 mol
58,5 g
mol 0,200 mol
] = L = 0,25 L = 0,80 mol/L
11,7 g NaCl ×
[
3.
A.
Le chiffre de 1200 g coupe la courbe de solubilité du nitrate de sodium
à 57 °C.
4.
B.
A.
Les deux cations sont solubles avec S −2 et insolubles avec CO3 − 2 .
B.
OH − précipitera Be+2 . SO3
C.
Les deux cations sont solubles avec Br − .
D.
Les deux cations sont solubles avec les deux anions.
5.
B.
−2
précipitera Ra +2 .
C1 V1 = C2 V2
(12,0 mol / L)(V1 ) = (0,500 mol/L)(5,00 L)
V1 = 0,208 L
-i-
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
6.
C.
L’équation ionique nette n’inclut que les espèces réagissantes. Les ions
non participants ne sont pas inclus.
7.
A.
Les équations ioniques globales montrent tous les ions non participants et
tous ceux qui participent à la formation du précipité.
8.
A.
∆H = Σ énergie de liaison des liaisons rompues (dans les réactifs)
− Σ énergie de liaison des liaisons formées (dans les produits)
= { N ≡ N + 2H – H } − {4N – H + N – N }
9.
D.
∆H° = Σ∆H ° − Σ∆H °
fp
fr
= [2( −285,8) + 0] − [2( −187,8)]
= −196,0 kJ
A.
B.
C.
D.
exothermique parce que ∆H est négatif
exothermique parce que ∆H est négatif
exothermique parce que l’énergie est placée du côté produit
endothermique parce que ∆H est positif
10.
D.
11.
A. % d’erreur =
12.
A.
A−E
× 100
(voir le formulaire)
A
547 − 535
=
× 100%
547
= 2,2%
0,83 g
= 0,00243 mol
342 g/mol
Q = mc∆t
moles de sucrose =
(
)(
= (75,0g ) 4,18 J/g/ oC 24,9o C − 22,0o C
)
Q = 909 J = 0,909 kJ
∆ HC =
0,909 kJ
= 374 kJ / mol
0,00243mol
puisque de la chaleur est libérée ∆ Hc = −374 kJ / mol
- ii -
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
La formation de NaF libère le plus d’énergie. Donc, la liaison Na − F est
la plus forte et NaF est l’halogénure le plus stable de la liste. De même,
NaCl est plus stable que NaBr.
13.
B.
14.
D.
Seulement D requiert de l’énergie pour se produire; tous les autres
phénomènes libèrent de l’énergie.
15.
C.
L’énergie d’activation est mesurée à partir de l‘énergie des produits (le
point de départ de la réaction inverse) jusqu’au point le plus élevé sur le
graphique.
16.
D.
∆ Η = énergie des produits - énergie des réactifs
17.
C.
Selon la théorie des collisions, la vitesse d’une réaction chimique dépend
AUSSI BIEN de la fréquence des collisions que de leur l’efficacité.
18.
C.
Étape 1
Étape 2
Étape 3
A → X+C
X → D + 2E
C + D → 2B
A → 2B + 2E
annuler les substances
qui figurent des deux
côtés, réactifs et
produits, des équations
19.
D.
Généralement, la vitesse de la plupart des réactions double à chaque
augmentation de 10 °C de la température. 0 °C – 20 m, 10 °C – 10 m,
20 °C – 5 m, 30 °C – 2,5 m
20.
D.
La ligne pointillée représente l’énergie d’activation ( Ea ) . Le graphique
ayant le moins de particules possédant l’énergie d’activation est D parce
que seulement les molécules à droite de la ligne ont assez d’énergie pour
réagir. C’est cette réaction qui profiterait le plus d’une augmentation de
température.
21.
D.
Les variations de pression influent seulement sur les gaz à l’équilibre.
22.
B.
Les modifications de concentration ou de pression, ou l’ajout d’un
catalyseur n’a aucun effet sur la valeur du K éq, pour un système à
l’équilibre. Seule une variation de température peut modifier K éq,
- iii -
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
23.
A.
Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales, aucun
changement visible n’est observé.
24.
B.
Une augmentation de [ H2 ] déplace l‘équilibre vers la droite pour
consommer une partie de l’ H2 supplémentaire. Cela se traduit par une
diminution de la [Cl 2 ] et une augmentation de la [HCl].
25.
D.
A.
B.
C.
D.
26.
Ce n’est pas un système fermé parce que le CO2(g) peut s’échapper.
Il ne reste aucun réactif; donc, ce n’est
MgCl2(s) → MgCl2(aq)
pas un équilibre.
Ce n’est pas un système fermé parce que H2O(g) peut s’échapper.
La solution est le seul système fermé avec réactions réversibles se
produisant à la même vitesse. Un contenant scellé n’est nécessaire
que pour des systèmes où entrent en jeu des gaz.
B.
[Initiale]
[Changement]
[Équilibre]
[N 2 ]
[H2 ]
[NH3 ]
0,96 M
0,12 M
0,84 M
0,72 M
0,36 M
0,36 M
-0,24 M
0,24 M
[N 2 ] utilisé = 1 = x
[NH3 ] équil. 2 0,24 M
x = 0,12 M
[N 2 ] équil. = 0,96 M − 0,12 M =
[H2 ] utilisé = 3 = x
[NH3 ] équil. 2 0,24 M
x = 0 ,36 M
[H2 ] équil. = 0,72 M − 0,36 M =
( 0,24 )
K éq =
3
( 0,84 )( 0,36 )
0,84 M
0,36 M
2
= 1,47 = 1,5
- iv -
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
27.
D.
La ligne verticale pour X indique une soudaine diminution de
concentration. X a été enlevé du système.
- les coefficients des equations
balancées sont utilisés comme
exposants dans l’expression de
Kéq.
[Prod]a
K éq =
[Réact.]b
28.
C.
29.
B.
La dernière partie horizontale de la courbe est le pH de l’acide. La partie
horizontale du haut est le pH de la base.
30.
C.
Des quatre acides de la liste, HCl(aq) a la valeur de K a la plus élevée dans
le tableau; donc, c’est l’acide le plus fort.
31.
A.
La substance doit perdre un H+ et gagner un H+ .
−
Équation 1 - HCO3 → H2CO3 , gain d’un H+
−
−2
Équation 3 - HCO3 → CO3 , perte d’un H+
32.
C.
C’est un exemple de titration acide-base en excès.
moles d’acide = CV = 0,100 mol/L × 0,100 L = 0,0100
moles de base = CV = 0,125 mol/L × 0,200 L = 0,0250
excès de base = 0,0250 – 0,0100 = 0,0150 moles
[ OH − ]=
0,0150 moles
= 0,0500 M
0,300 L
pOH = − log 0,0500 = 1.3
pH = 14 − 1,3 = 12,7
Le carmin d’indigo sera vert.
33.
D.
+
−
+
H 2 O peut perdre ou gagner un H pour former OH ou H 3 O .
+
Le choix A. ne peut que perdre un H . Les choix B. et C. ne peuvent ni
+
gagner ni perdre de H .
-v-
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
34.
A.
35.
A.
Le goût aigre indique un acide. Les acides réagissent avec les métaux
pour produire H2 (g ) . Les trois autres choix sont tous caractéristiques de
bases.
M A VA = MB VB
( 0,20 mol/L )( ,15 L ) = ( 6,0 mol/L )( VB )
VB = 0,0050 L = 5,0 mL
36.
B.
HClO(aq) ⇔ H + (aq) + ClO − (aq)
[ H + ][ClO − ]
Pour x = [H+ ] = [ClO− ]
[ HClO]
(x)(x)
x 2 = 2,5 × 10−8
x = [H+ ] = 1,6 × 10−4 mol/ L
=
0,85
Ka =
2,9 × 10−8
37.
C.
H 2 X(aq) → H + (aq) + HX − (aq)
HX − (aq) → H+ (aq) + X − 2 (aq)
38.
C.
K w = [H+ ][OH− ]
1,00 × 10 −14 = [H+ ][1,26 × 10−11 ]
[H+ ] = 7,94 × 10−4
(
)
pH = − log 7,94 × 10 −4 = 3,10
39.
D.
M A VA = 2MB VB
2OH- dans la base
( 0,250 mol/L )( 0,015 L ) = 2 ( MB )( 0,0225 L )
MB =
3,75 × 10-3 mol
= 0,0833 mol / L
0,0450 L
40.
B.
Les équations 2 et 3 ont un ou des électron(s) ( e − ) à droite de l‘équation.
Toutes les autres équations ont des électrons à gauche, et sont des
réductions L’oxydation est associée à la perte d’électrons.
41.
C.
La demi-réaction du cuivre est la seule qui ait un potentiel plus élevé que
Sn dans le tableau des potentiels d’électrodes normaux. Sn +2 réagirait
avec tout métal placé au-dessous de lui dans le tableau.
- vi -
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)
42.
D.
Une demi-réaction de réduction met en jeu un élément dont le nombre
d’oxydation diminue (gain d’électrons). Les autres choix présentent une
augmentation du nombre d’oxydation.
43.
A.
La substance oxydée doit être un réactif (côté gauche de l‘équation) et doit
présenter une augmentation du nombre d’oxydation. I− → I2 présente une
variation du nombre d’oxydation de –1 à 0.
44.
B.
En branchant le fer à la borne négative, on inverse le processus de corrosion,
comme dans une pile électrolytique. L’étain et le plomb feront rouiller le fer
parce qu’ils sont plus élevés dans le tableau des potentiels d’électrodes et
parce qu’ils arracheront des électrons au fer, causant son oxydation. Le
branchement du fer à la borne positive attire des électrons, de sorte que le
Fe(s) perd des électrons et forme de la rouille.
45.
C.
L’oxygène est réduit. Son nombre d’oxydation passe de 0 à –2.
46.
A.
La pièce de monnaie a besoin d’une source d’électrons (cathode) et d’un
approvisionnement en Ni +2 (aq ) pour que se fasse l’électrodéposition du
Ni(s). La réduction se produit à la cathode des cellules électrochimiques
et électrolytiques.
47.
B.
La demi-réaction de l’aluminium a une plus petite valeur de E°, ce qui en
fait la demi-réaction d’oxydation de la cellule résultante.
48.
C.
Les électrons circulent de l’anode à la cathode, faisant ainsi de Mg l’anode.
49.
A.
Le cuivre est la cathode et subit une réduction.
50.
D.
+ 2,37 V
+ 0,34 V
+ 2,71 V
Le signe est inversé parce que la
réaction est écrite comme une
oxydation.
- vii -
(Chimie – Examen prototype – Solutionnaire)
(octobre 2005)