Sujet UE 1 29.09.12populaire

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TUTORAT SANTE DE PSA
CORPORATION DES ETUDIANTS EN MEDECINE DE PARIS 6
Concours Blanc PAES
SAMEDI 29 SEPTEMBRE 2012
UE 1 : CHIMIE, BIOCHIMIE, BIOLOGIE MOLECULAIRE
Durée : 1h00
Documents et calculatrices interdits
RECOMMANDATIONS IMPORTANTES
AVANT DE COMMENCER L’EPREUVE
Pour cette épreuve, vous disposez d’un fascicule qui comprend 10 pages en
comptant celle-ci :
- 10 pages numérotées de 1 à 10 et comportant 30 QCM.
- Les QCM de 1 à 14 correspondent à l’épreuve de Chimie.
- Les QCM de 15 à 30 correspondent à l’épreuve de Biochimie.
- Les réponses aux QCM se feront sur une feuille prévue à cet effet.
Assurez-vous que le fascicule comporte bien 10 pages en comptant celle-ci. Dans le cas
contraire prévenez immédiatement un tuteur
AUCUNE RECLAMATION NE SERA ADMISE PAR LA SUITE
OBLIGATIONS CONCERNANT LA FEUILLE DE REPONSES AUX QCM
Vous devez absolument utiliser un stylo ou feutre noir pour cocher votre réponse définitive
sur la feuille de réponses. Il est vivement conseillé de remplir tout d’abord cette feuille au
crayon (vous pouvez gommer) puis de repasser les réponses à l’encre. Les feuilles de
réponses remplies au crayon seront affectées de la note zéro. Vous ne devez normalement
remplir que la première des deux lignes prévues pour chaque question. En cas d’erreurs
multiples il vaut mieux remplir une nouvelle feuille sur laquelle vous devrez reporter vos
NOM, PRENOM et N° de TUTORAT
Ne peut être vendu ou utilisé dans un but commercial sous peine de poursuite.
Ce sujet a été entièrement réalisé par le Tutorat
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Chimie Générale
Question 1 : Parmi les affirmations suivantes, indiquez celle(s) qui est (sont) exacte(s) :
A. L’ion bromure
35
79Br
- possède 54 neutrons, 35 protons et 35 électrons.
B. Deux éléments chimiques appartenant à une même famille possèdent le même
nombre d’électrons de valence.
C. Le chrome (24Cr) et le cuivre (29Cu) font partie des exceptions à la règle de
Klechkowski (n+l) minimal.
D. Dans la classification périodique des éléments, l’électronégativité augmente de droite
à gauche dans une période et de bas en haut dans une colonne.
E. Pour un électron, le passage d’un niveau d’énergie à un autre s’accompagne
uniquement de l’absorption d’un photon d’énergie.
Question 2 : Soit X un atome neutre dont la configuration est la suivante : 1s2 2s2 2p5 3s1
A. X contient un électron célibataire
B. Le numéro atomique de X est 10
C. X est dans son état fondamental
D. X n'est pas dans sa configuration la plus stable
E. X doit gagner de l'énergie pour devenir 1s2 2s2 2p6
Question 3 : Soient les énergies de première ionisation suivantes :
1) 6,0
2) 8,3
3) 5,8
Les attribuer aux éléments suivants de la colonne du bore : a) 5B b) 13Al c) 49In
A. 2-a ; 1-b ; 3-c
B. 1-a ; 2-b ; 3-c
C. 3-a ; 1-b ; 2-c
D. 1-a ; 3-b ; 2-c
E. 2-a ; 3-b ; 1-c
Question 4 : Parmi les propositions suivantes relatives à l’atomistique, laquelle (lesquelles)
est (sont) exacte(s) :
A. Le nombre de neutrons moins le nombre de nucléons correspond au nombre de
protons.
B. 1u est environ égal à la masse d’un électron.
C. Le nombre quantique secondaire l définit la forme de l’orbitale.
D. Un atome à l’état solide peut subir une ionisation.
E. Dans une même famille, lorsque le nombre de charge diminue, la distance noyau-
électrons périphériques diminue.
Question 5 : Le soufre a pour numéro atomique Z=16
Quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?
A. L’ion le plus probable du soufre est S4+
B. L’ion le plus probable du soufre est S2+
C. L’ion le plus probable du soufre est S2-
D. L’ion le plus probable du soufre est S-
E. Aucune des réponses précédentes n’est exacte

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Question 6 : Il existe 2 isotopes naturels stables du soufre : le premier de masse molaire
32,0 g.mol-1 (abondance : 95,0 %) et le second de masse molaire M inconnue (abondance :
5,0 %). La masse atomique du soufre naturel est 32,1 u.m.a.
Quelle est la masse atomique du second isotope naturel du soufre ?
A. M = 32,2 g.mol-1
B. M = 0,10 u.m.a
C. M = 0,10 g.mol-1
D. M = 33,0 u.m.a
E. M = 34,0 u.m.a
Question 7 : Parmi les propositions suivantes, les/laquelle(s) sont exactes ?
A. L’atome de Vanadium, de numéro atomique 23 appartient à la colonne 4.
B. Si l=3, l définit la sous-couche électronique f et on a 7 cases quantiques.
C. Sans connaitre leur électronégativité, on peut en déduire le classement des atomes
suivants par électronégativité croissante ainsi : Sr(Z=38), Ca(Z=20), Sc(Z=21),
Mg(Z=12).
D. L’atome neutre X de configuration électronique 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3 d10 4s2 4p6
4d10 5s1 est dans sa configuration la plus stable.
E. Le numéro atomique de l’alcalin suivant Na (Z=11) est 19.
Question 8 : Concernant les liaisons chimiques :
A. Les liaisons hydrogènes sont des liaisons de type covalentes.
B. L’interaction de Keesom nécessite deux molécules ayant un moment dipolaire
permanent.
C. Des liaisons hydrogènes intermoléculaires peuvent modifier la température
d’ébullition d’une solution.
D. Lors d’une liaison ionique il y a mise en commun d’un ou plusieurs électrons.
E. Les interactions ioniques sont possibles lorsque la différence d’électronégativité entre
deux atomes est très grande (supérieure à 2).
Question 9 : Parmi les affirmations suivantes, indiquez celle(s) qui est (sont) exacte(s) :
A. L’atome d’oxygène de la molécule d’eau H2O est de géométrie de base tétraédrique
et de formulation VSEPR AX2E2.
B. L’atome de Bore de la molécule de trifluorure de bore BF3 est de géométrie AX3 avec
un angle de valence α < 120°.
C. Les liaisons Hydrogènes inter et intramoléculaires stabilisent les molécules en
diminuant notamment la température d’ébullition et la viscosité.
D. Toute molécule chimique adopte la géométrie qui la rend la plus stable donc celle
pour laquelle l ‘énergie totale est la plus élevée.
E. Lorsque l’indice de liaison Nl diminue, l’énergie de dissociation Ediss de la liaison
diminue et la distance interatomique augmente.
Données : 1H, 5B, 8O, 9F

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Question 10 : Parmi les propositions suivantes, les/quelle(s) sont exactes :
A. Cl₂ est plus polarisable que I₂
B. L’énergie d’interaction de Debye entre deux dipôles permanents a pour formule :
Ed= -Kd ((µ² x α)/ (T x r⁶))
C. L’interaction de London de Cl₂ est plus grande que celle de Br₂
D. La molécule de Cl₂ met en jeu une liaison covalente
E. Le nombre total de doublets de la molécule de H₃O⁺ est 4
Question 11 : Parmi les propositions suivantes les/laquelle(s) sont/est exacte(s)
A. La formule VSEPR du COCl₂ est AX₃E₂
B. La formule VSEPR du COCl₂ est AX₃
C. L’angle α du COCl₂ est égal à 120°
D. COCl₂ est apolaire
E. L’angle α du CO₂ est supérieur à celui du COCl₂
Question 12 :
Parmi les affirmations suivantes, indiquez celle(s) qui est (sont) exacte(s) :
A. La meilleure représentation de Lewis de la molécule HCO3- (bicar pour les intimes) est la
molécule suivante :
B. La meilleure représentation de Lewis de la molécule HCO3- est la molécule suivante :
C. La meilleure représentation de Lewis de la molécule HCO3- est la molécule suivante :
D. La meilleure représentation de Lewis de la molécule HCO3- ne figure pas dans les
réponses proposées.
E. Selon la théorie VSEPR, la géométrie de la molécule HCO3- est de type AXE3 (l’atome
portant la charge – est considéré comme l’atome central).

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Question 13 :
Le phosphate inorganique est une molécule entrant dans la composition de l’ADN. Une des
formules possibles est HPO42-, donner la formule de Lewis la plus stable de cette molécule.
A- B- C- D- E-
Question 14 : A partir des données du tableau, donner les affirmations exactes :
NaCl
H-F
HBr
Moment dipolaire
réel (Debye)
9
2
Distance inter-
atomique (pm)
92
140
Moment dipolaire
ionique (Debye)
10
6,72
Pourcentage ionique
12,3%
A. Le moment dipolaire ionique de la liaison HF est environ 4,42 D.
B. La distance inter-atomique dans la liaison Na-Cl est environ 2,1 Å.
C. La liaison H-Br possède un pourcentage de liaison ionique plus élevé que la liaison
H-F.
D. La liaison H-Br possède un moment dipolaire valant environ 0.83 D.
E. Aucune réponse exacte