Correction UE 1

Concours blanc PAES
Samedi 17 novembre 2012
UE 1 : Atomes, Biomolécules, Génome,
Bioénergétique, Métabolisme
Correction
Correction rapide
QCM 1 : BC QCM 11 : BCE QCM 21 : BCDE QCM 31 : BCE
QCM 2 : B QCM 12 : BCDE QCM 22 : D QCM 32 : BCE
QCM 3 : AD QCM 13 : CDE QCM 23 : ACE QCM 33 : ABCE
QCM 4 : CDE QCM 14 : BE QCM 24 : E QCM 34 : BCDE
QCM 5 : BC QCM 15 : BCE QCM 25 : ADE QCM 35 : ABDE
QCM 6 : ADE QCM 16 : B QCM 26 : ACDE QCM 36 : ABCDE
QCM 7 : ACE QCM 17 : ACD QCM 27 : CDE QCM 37 : ABCE
QCM 8 : B QCM 18 : ABCD QCM 28 : ACD QCM 38 : CD
QCM 9 : DE QCM 19 : ABC QCM 29 : ACD QCM 39 : ABE
QCM 10 : ADE QCM 20 : D QCM 30 : C QCM 40 : AD
Cette correction a été entièrement réalisée par le Tutorat.
Ni les professeurs ni la faculté ne pourront être tenus responsables de la validité des
informations qu’elle contient, même en cas d’une éventuelle relecture par un professeur.

Chimie générale
Question 1 : BC
A. FAUX. Exception à la règle de Klechkowski : On écrit TOUJOURS en premier la structure électro-
nique à l’état fondamental, puis on retire les électrons de la couche la plus externe (n le plus grand).
29Cu : 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s1
Donc 29Cu+: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s0
B. VRAI. On a 29Cu : 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s1
Donc n=4, l=0 (sous couche s), mlest compris entre -l et +l, on a donc ml= 0 et on peut avoir
ms=±1
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C. VRAI. Le Soufre appartient à la 3ème période et dans le bloc p (à savoir) , alors que le Cuivre se
situe dans la 4 ème ligne et dans le bloc d (il faut s’aider des Z des gaz rares pour savoir placer le
29Cu dans le tableau) ; et dans une ligne, l’EI augmente lorsqu’on va vers la droite (effet de charge)
alors que dans une colonne , l’EI diminue lorsqu’on descend (effet distance) (on observe plus de
couches et les électrons de la couche externe sont en effet plus éloignés , et donc plus libres).
D. FAUX. On sait que F est plus électronégatif que que Cl, les électrons sont donc plus attirés que F
que par Cl , ils sont donc plus concentrés vers F dans la liaison N-F qu’ils ne le sont dans la liaison
N-Cl, les électrons des liaisons N-Cl se repoussent dons d’avantage , l’angle de valence est ainsi
supérieur pour NCl3.
E. FAUX. On est sous la forme AX3E, la géométrie est un tétraèdre ( la molécule finale est une pyra-
mide trigonale) , l’angle de valence est donc inférieur à 109◦28’.
Question 2 : B
A. FAUX. La réaction étant élémentaire, les ordres partiels par rapport à chaque réactif sont égaux aux
coefficients stoechiométriques donc à 1. De ce fait , l’ordre global vaut 1+1= 2.
B. VRAI. C’est une réaction élémentaire et le coefficient stoechiométrique de E est de 1.
C. FAUX. On considère que pour deux entités chimiques A et B , [A] est largement supérieure à [B]
quand la concentration de [A] est au moins 10 fois supérieur à la concentration [B]. Dans la première
expérience , les concentrations de HCN et de E sont les mêmes donc il n’y a pas de dégénérescence
de l’ordre. Mais dans la deuxième expérience, HCN est en concentration largement supérieur à celle
de E, donc il y a dégénérescence de l’ordre.
D. FAUX. Il s’agit ici de la constante de vitesse réelle.
Pour la première expérience, on a v1=k[HCN ][E] = k[HCN]2=k[E]2=k×0.12= 0.5mol/L/s (
car [HCN ] = [E])
D’où k=0.5
0.01 = 50L/mol/s.
E. FAUX. Dans la deuxième réaction il y a dégénérescence de l’ordre, donc [HCN] peut être considéré
comme constante et égale à sa valeur initiale pour la durée de l’expérience. Donc k0=k[HCN ]◦=
50 ×0.1=5s−1.
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ATTENTION AUX UNITES ! ! ! !
Question 3 : AD
On a ici la réaction suivante de dissolution NH4NO3(solide) donne du NH+
4(aqueux) et du NO− 3
(aqueux) avec enthalpie ∆H◦= 27kJ/mol donc ∆H◦est supérieur à 0, c’est une réaction endother-
mique (Réponse A vraie).
On cherche le nombre de mol de nitrate d’ammonium présent , la masse molaire du nitrate d’ammonium
est M(NH4NO3) = 2 ×M(N)+4×M(H)+3×M(O)=2×14 + 4 ×1+3×16 = 80g/mol.
On a donc 160
80 (n=m M), soient 2 moles de nitrate d’ammonium qui absorbent la quantité de cha-
leur Q, avec Q=n×∆H◦= 2 ×27 = 54kJ.
Cette quantité Q de chaleur va abaisser l’eau de 18◦CàX◦C telle façon que : Q=nH2O×Cm ×Xoù
∆X=Q
nH2O×Cm
On a ici nH2O=900
18 =900 (9 ×2) =900 9×1 2=100 2= 50mol (0.9l pèse 900g) car la densité de l’eau est
de 1.
Ce qui nous donne ∆X=54000
(50 ×75) =54000 3750 =(0.5×108) 3.75 =0.5×180 6.75 =28.8 2= 14.4K.
Ainsi la température finale atteinte est X= 18 −∆X= 18 −14.4=3.6◦Cet le joggeur a moins mal
(réponse D).
Question 4 : CDE
Par identification , on trouve les variations d’entropie et d’enthalpie :
∆rG◦= ∆rH◦−T∆rS◦d’où ∆rH◦=−130kJ/mol et ∆rS◦=−260J/K/mol
D’où la réponse C est vraie
Dans les conditions standards, toutes les activités sont égales à 1, donc le quotient de réaction est
égal à 1. Ainsi ∆rG= ∆rG◦.
Calculons ∆rG◦à 300 K : ∆rG◦=−130000 + 260 ×300 = −52000J/mol ce qui est inférieur à 0. La
réaction est donc spontanée dans les conditions standard à 300 K.
D’où la réponse D est vraie.
A 500K ∆rG◦=−130000 + 260 ×500 = 0kJ/mol
A l’équilibre : ∆rG◦(500K) = −RT ln(K)ce qui équivaut à dire que 0 = −RT ln(K)ce qui équivaut à
dire que 0 = ln(K)et donc e0=Ket donc au final, K=1.
D’où la réponse E est vraie
Question 5 : BC
Il faut le voir au moins une fois ! Une solution tampon est obtenue en mélangeant un acide faible et sa
base conjuguée dans des proportions égales ou voisines. Ainsi le le pH de cette solution sera proche
du pKa du couple utilisé , plus exactement compris entre pKa−1et pKa + 1, intervalle dans lequel les
deux formes du couple coexistent.
Dans cet exercice le pKa doit être compris entre 5,0 et 7,0 puisque le pH de la solution tampon = 6,0.
Pour rappel, une solution tampon permet de minimiser les variations de pH suite à un ajout MODERE
d’acide ou de base ou suite à un ajout modéré d’eau (= dilution).
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Question 6 : ADE
A. FAUX. (à cocher donc) Faites vraiment le diagramme de prédominance pour éviter de vous tromper,
ce serait bête sur une question facile ‘
A pH= 7.4 , AsnH+/−prédomine.
B. VRAI. ( à ne pas cocher) Lorsqu’on a pH qui est supérieur à pKa+ 1 alors la concentration de la
base est 10 fois plus importante que la concentration en acide conjugué.
Donc à pH=9.9, pH est supérieur au pKa(= 8.8) + 1 = 8.8 + 1 = 9.8et [Asn−]est supérieur à
10[AsnH+/−].
C. VRAI. ( à ne pas cocher) . Dans l’eau , un acide aminé existe sous forme de zwitterion (ici AsnH+/−)
qui est ampholyte (=composé qui joue à la fois de rôle d’acide dans un couple et de base dans un
autre couple).
D’après le cours le pH d’une solution ampholyte est égale à : pH =1
2×(somme des 2 pKa des deux
couples auxquelles participent l’ampholyte) =1
2(2.0+8.8) = 10.8 2= 5.4
D. FAUX. ( à cocher) On remarque dans S2, pH =pKa(AsnH+/−/Asn−), donc [AsnH+/−] = [Asn−],
on est à la demi-équivalence c’est à dire que la moitié de la forme acide a réagi pour former la forme
basique conjuguée , par dosage avec la base forte NaOH.
On calcule n(AsnH+/−) = m
M=44 132 =1 3= 0.33mol en faisant un tableau d’avancement.Pour
neutraliser la moitié des moles de AsnH+/−, il faut donc ajouter x=0.33
2= 0.165mol de OH−.
V(OH−) = n(OH−)
[OH−]
=0,165
0,5
= 0,33L
= 330mL
E. FAUX. ( à cocher) cf A et D.
Attention il fallait cocher les réponses inexactes ! ! !
Question 7 : ACE
A. VRAI. L’électrode ayant le potentiel le plus élevé est celle de nickel : il s’agit donc de la cathode (pôle
+) qui reçoit un gain d’électrons ; on en déduit aisément le sens de déplacement des électrons.
B. FAUX. Il s’agit de la demi-équation correspondant à la cathode. (voir question précédente).
C. VRAI. L’équation globale de la pile est donc : Zn +Ni2+ =Zn2+ +N i. Il y a un échange de 2
électrons. (n=2)
E◦=E◦Ni −E◦Zn = 0.51V.
f.e.m =E=E(Ni)−E(Zn) = E◦+0.06
n×log([Ni2+][Zn] [Zn2+][N i])
Or [Zn2+] = [Zn] = [Ni2+]=[Ni]
donc f.e.m = 0.51 + (0.06
n)×log1=0.51 + 0 = 0.51V
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D. FAUX. K= 10
n
0.06 ×E◦
= 10
2
0.06 ×0.51 = 1017.
En arrondissant 0.51 par 0.5 on obtient :
K= 10
2∗0.5
0.06 = 10
1
0.06 = 10
10
0.6= 10
5
3×10 = 101+ 2 3×10 = 10(1+0.67)×10
K= 1016.7
E. VRAI. On prend l’équation de la f.e.m avec E= 0.42 dans cet item donc le log des concentration est
égal à -3 d’où la valeur du quotient des concentratioons est 10−3.
Question 8 : B
A. FAUX. On écrit les demi-équations :
F e3+ +e−=F e2+
Cr2O2−
7+ 14H++ 6e−= 2Cr3+ + 7H2O
D’où Cr2O2−
7+ 14H++ 6F e2+ = 2Cr3+ + 6F e3+ + 7H2O
B. VRAI. Le potentiel d’électrode est E1=E◦(F e3+/F e2+) + 0.06
n×log([F e3+ ] [F e2+])
= 0.77 + 0.06
1×log 10−1 10−2
= 0.77 + 0.06 ×1 = 0.83V
C. FAUX. On calcule le potentiel d’électrode :
E2=E◦(Cr2O2−
7/Cr3+) + 0,06
n×log [Cr2O2−
7][H+]14
[Cr3+ ]2
=E◦(Cr2O2−
7/Cr3+) + 0,06
6log [Cr2O72−][H+]14 [Cr3+ ]2
=E◦(Cr2O2−
7/Cr3+) + 0,06
6log[H+]14 +0,06 6log [Cr2O2−
7]
[Cr3+ 2]
= 1,33 −0,01 ×14 ×pH + 0,01log 10−2
(10−1)2
= 1,33 −0,01 ×14 ×1
= 1,19V
La force électromotrice de la pile est toujours positive ! !
Ici on a : f.e.m =E2−E1= 1,19 −0,83 = 0,36V.
D. FAUX. Lorsque la pile est usée, plus rien ne se passe. Elle ne marche plus. D’où la f.e.m vaut 0 V.
E. FAUX. On fait un tableau d’avancement (voir ci-dessous).
D’où 0,01 −6x= 0 (F e2+ est le réactif limitant car les réactifs ont été introduits en quantités égales
et F e2+ a le coefficient stoechiométrique le plus grand).
x=0,01
6=10 6×10−3=5 3×10−3= (1 + 2 3)×10−3= 1,66 ×10−3.
D’où [Cr2O2−
7]f= 0,01 −1,66 ×10−3
= 10 ×10−3−1,66 ×10−3
= 8,3×10−3mol/L (à peu près).
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