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 2004 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 (programme de base – Examen prototype) (octobre 2004) 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 (programme de base – Examen prototype) (octobre 2004) FORCE RELATIVE DES ACIDES EN SOLUTION AQUEUSE À TEMPÉRATURE AMBIANTE (25 °C) Réaction Acide + 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 (programme de base – Examen prototype) (octobre 2004) 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. E° (Potentiel) (volts) Demi-réaction +2,87 F2 (g ) + 2e − → 2F − MnO 4 + 8H + + 5e − → Mn +2 + 4H 2 O +1,52 Au +3 + 3e − → Au(s) +1,50 − − Cl 2 (g ) + 2e → 2Cl +1,36 − + 7H 2 O +1,33 MnO 2 (s) + 4H + + 2e − → Mn +2 + 2H 2 O +1,28 Cr2 O 7 1 2 −2 + − + 14 H + 6e → 2Cr +3 O 2 (g ) + 2H + + 2e − → H 2 O Br2 ( l ) + 2e − → 2Br − +1,23 +1,06 − NO 3 + 4H + 3e → NO(g ) + 2H 2 O +0,96 Ag + + e − → Ag(s) +0,80 − + NO 3 + 2H + + e − → NO 2 (g ) + H 2 O +0,78 Fe +3 + e − → Fe +2 I 2 (s) + 2e − → 2I − +0,77 +0,53 Cu +2 + 2e − → Cu(s) +0,34 − SO 4 −2 + 4H + + 2e − → SO 2 (g ) + 2H 2 O Sn +4 + 2e − → Sn +2 + − S(s) + 2H + 2e → H2S(g ) 2H + + 2e − → H 2 (g ) Fe +3 Pb +2 Sn +2 Ni +2 Cd Fe +2 Cr +3 Zn +2 Mn Al +3 Mg – 0,04 – 0,13 − – 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) − + 2e → Mn(s) − + 3e → Al(s) +2 − + 2e → Mg(s) + − Na + e → Na(s) Ca +2 Ba +2 0,00 − + 2e → Pb(s) +2 +0,15 +0,14 − + 3e → Fe(s) +2 +0,17 – 0,76 –1,18 –1,66 –2,37 –2,71 − –2,87 − –2,90 + 2e → Ca(s) + 2e → Ba(s) − –2,92 K + e → K( s) –2,92 + Cs + e → Cs(s) + + − − Li + e → Li(s) –3,00 - iv (Chimie (programme de base – Examen prototype) (octobre 2004) Tableau périodique des éléments 1 18 1 2 H 11 Hydrogène 1,01 3 Sodium 4 Li Be Lithium 6,94 Beryllium 9,01 Numéro atomique Symbole atomique Nom de l’élément Masse atomique moyenne Indique la masse de l’isotope le plus stable Na 2 He 22,99 () Hélium 13 5 14 6 15 7 16 8 17 9 4,00 10 B C N O F Ne Bore 10,81 Carbone 12,01 Azote 14,01 Oxygène 16,00 Fluor 19,00 Néon 20,18 11 12 13 14 15 16 17 18 Na Mg Al Si P S Cl Ar Sodium Magnésium 22,99 24,31 19 K Potassium 39,10 37 3 20 21 Ca Sc Calcium 40,08 Scandium 44,96 4 5 22 23 Titane 47,90 Vanadium 50,94 Ti 40 V Rb Sr 38 39 Y Zr Nb 41 Rubidium 85,47 Strontium 87,62 Yttrium 88,91 Zirconium 91,22 Niobium 92,91 6 7 24 Cr Chrome 52,00 25 Mn Manganèse 54,94 42 43 Mo Tc 8 26 Fe Fer 55,85 44 Ru Molybdène Technétium Ruthénium 95,94 98,91 101,07 9 27 Co Cobalt 58,93 45 10 28 Ni Nickel 58,69 46 11 29 Cu Cuivre 63,55 47 12 30 Zn Zinc 65,39 48 Aluminium Silicium Phosphore Soufre Chlore Argon 26,98 28,09 30,97 32,07 35,45 39,95 31 Ga Gallium 69,72 49 32 Ge Germanium 72,61 50 33 As Arsenic 74,92 51 34 Se 35 Br Sélénium 78,96 Brome 79,90 36 Kr Krypton 83,80 Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 52 53 I Xe 54 Rhodium 102,91 Palladium 106,42 Argent 107,87 Cadmium 112,41 Indium 114,82 Étain 118,71 Antimoine 121,76 Tellure 127,60 Iode 126,90 Xénon 131,29 55 56 57-70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 Cs Ba * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 88 89-102 Césium 132,91 87 Fr Francium (223,02) Baryum 137,33 Ra Radium (226,03) ** Lutétium 174,97 Hafnium 178,49 Tantale 180,95 Tungstène 183,84 Rhénium 186,21 Osmium 190,23 Iridium 192,22 103 104 105 106 107 108 109 Bohrium (264,12) Hassium (269,13) Uun Uuu Uub Uuq Uuh Uuo Dubnium Seaborgium (263,12) Mt Meitnerium Ununnilium Unununium Ununbium Ununquadium Ununhexium Ununoctium (268) (269) (272) (277) (289) (289) (293) Lr Rf Lawrencium Rutherfordium (262,11) (261,11) Db (262,11) Sg Bh Hs Platine 195,08 110 Or 196,97 111 Mercure 200,59 Thallium 204,38 112 Plomb 207,21 Bismuth 208,98 114 Polonium 208,98 Astate 209,99 116 Radon (222,02) 118 *§ Série des Lanthanides 57 § La Lanthane 138,91 58 Ce Cérium 140,12 59 Pr Praséodyme 140,91 60 Nd 61 Pm 62 Sm Néodyme Prométhium Samarium 144,24 (144,91) 150,36 63 Eu 64 Gd Europium Gadolinium 151,96 157,25 65 Tb Terbium 158,93 66 Dy Dysprosium 162,50 67 Ho Holmium 164,93 68 Er Erbium 167,26 69 Tm 70 Yb Thulium 168,93 Ytterbium 173,04 101 102 **¥ Série des Actinides 89 ¥ Ac Actinium (227,03) 90 Th 91 Pa 92 U Thorium Protactinium Uranium (232,04) 231,04 238,03 93 Np 94 Pu 95 Am Neptunium Plutonium Américium (237,05) (244,06) (243,06) 96 Cm Curium (247,07) 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm Md No Berkélium Californium Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium (247,07) (251.08) (252.08) (257,10) (258,10) (259,10) -v(Chimie (programme de base – Examen prototype) (octobre 2004) 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 2004) 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 de liaison des liaisons rompues − Σ énergie de liaison des liaisons (dans les réactifs) formées (dans les produits) Q = mc∆T (pour l’eau, c = 4,18 J / g / °C ) Pour convertir cal → J ou kcal → kJ, multiplier par 4,18 Acide-Base : M a Va = M bVb ou Ca Va = CbVb [ ] pH = − log H3O+ ou pH = − log[ H + ] [ H ][ OH ] = 1 × 10 + - -14 [ ] ou H3O+ [ OH- ] = 1 × 10-14 pH + pOH = 14 Oxydation-Réduction: Erreur de pourcentage Zn Zn +2 Cu +2 Cu représente un exemple de cellule électrochimique % d' erreur = valeur acceptée − valeur expérimentale × 100 valeur acceptée - vii (Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 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 2004) 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 2004) 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 ) 7. −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 ) − − − 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 2004) 8. À l’aide des enthalpies de liaison, une estimation du ∆H° de la réaction H N ≡ N + 2H − H → H N −N H A. B. C. D. 9. serait de H {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. ∆H f ° (kJ) Substance − 187,8 − 285,8 0 H2O2 ( l ) H2 O ( l ) O2 ( g ) A. B. C. D. +196,0 kJ +98,0 kJ −98,0 kJ −196,0 kJ 10. 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 2004) 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. 2,2 % 12,0 % 65,2 % 97,8 % 12. 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 2004) 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. 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. 14. 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 2004) 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. 1 2 3 4 16. 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 2004) 18. La décomposition de « A » se fait suivant un mécanisme en 3 étapes : Étape 1 A → X + C Étape 2 X → D + 2E Étape 3 C + D → 2B La réaction nette ou globale de la décomposition de « A » est A. B. C. D. C + D → 2B A → X+C A → 2B + 2E B+C → B+D+E 19. 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 2004) 20. Le graphe présentant la réaction dont la vitesse pourrait être le plus augmentée par une augmentation de température est A. Nombre de particules Réaction … à 50 oC Énergie cinétique B. C. D. -9(Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 21. Lequel des facteurs suivants n’influerait PAS sur la vitesse d’une réaction ? A. B. C. D. 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 22. 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, Kéq, 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. 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. 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. 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]. 25. 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 2004) 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 [NH3 ] à l’équilibre était de 0,24 M. [Initiale] [Changement] [Équilibre] [N 2 ] [H 2 ] [NH 3 ] 0,96 M 0,72 M 0,24 M D’après les données ci-dessus, la valeur de Kéq, est de A. B. C. D. 0,16 1,5 2,6 120 27. 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 - 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 2004) 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 A. B. C. D. [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 29. 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. 2 5 7 12 pH de la solution Point d’équivalence Volume de HCl (mL) 30. À l’aide du tableau des valeurs de Ka fourni avec cet examen, déterminer l’acide le plus fort dans la liste ci-dessous. A. B. C. D. H2SO3 (aq ) H2CO3 (aq ) HCl(aq ) HNO3 (aq ) - 12 (Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 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. − A. HCO3 (aq ) B. HS− (aq ) C. HSO3 (aq ) D. HPO4 (aq ) − −2 Utiliser l’information suivante pour répondre à la question 32. Indicateur Couleur intervalle de pH carmin d’indigo bleu vert jaune 0 - 11,5 11,5 - 13,2 13,2 - 14 orange IV rouge orange jaune 0 - 1,4 1,4 - 2,8 2,8 - 14 phénolphtaléine incolore rose pâle rose pâle rose orange jaune vert bleu 0-8 8 - 10 10 - 14 bleu de thymol 0 - 1,4 1,4 - 2,8 2,8 - 8 8 - 9,7 9,7 - 14 32. 200 mL de solution d’hydroxyde de potassium à 0,125 mol / L ont été ajoutés à 100 mL de solution d’acide nitrique à 0,100 mol / L . Quel indicateur est associé à la couleur qu’il aurait dans la nouvelle solution ? A. B. C. D. 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 - 13 (Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 33. Laquelle des substances suivantes est amphotère (amphiprotique) ? A. B. C. D. H2SO4 KOH NaCl H 2O 34. 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. 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. 5,0 mL 30 mL 180 mL 4 500 mL 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. 0,85 mol / L 1,6 × 10−4 mol / L 1,0 × 10−7 mol / L 2,5 × 10−8 mol / L 37. Les acides polyprotiques se dissocient par étapes successives en A. B. C. D. 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. - 14 (Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 38. 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. 10,9 7,94 3,10 1,65 39. 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 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. Cl 2 (g ) + 2e− → 2Cl − 2I− → I2 (s) + 2e − Fe +2 → Fe +3 + e − Al +3 + 3e − → Al(s) S − + e − → S −2 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. 41. 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. aluminium (Al). nickel (Ni). cuivre (Cu). zinc (Zn). - 15 (Chimie – Examen prototype) (octobre 2004) 42. Le fragment d‘équation que l’on trouverait dans une demi-réaction de réduction est A. B. C. D. X +2 (aq ) → X +3 (aq ) 2R − (aq ) → R 2 (g ) Z(s) → Z +3 (aq ) R +2 (aq ) → R + (aq ) 43. Dans l‘équation 2I− (aq ) + F2 (g ) → 2F − (aq ) + I2 (s) , la substance qui est oxydée est A. B. C. D. I− (aq ) F2 (g ) F − (aq ) I2 (s) 44. Laquelle des méthodes suivantes permet de ralentir la corrosion du fer ? A. B. C. D. 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 45. 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. 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. 46. 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 2004) 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. 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. D. 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. Cu(NO3)2(aq) à 1,0 mol/L Mg(NO3)2(aq) à 1,0 mol/L Récipient poreux e V Mg(s) Cu(s) 1.0 mol⋅L-1 Mg(NO3)2(aq) 1.0 mol⋅L-1 Cu(NO3)2(aq) porous cup 48. L’anode est faite de A. Cu(s) B. Cu(NO 3 ) 2 (aq ) C. Mg(s) D. Mg(NO 3 ) 2 (aq ) 49. 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 2004) 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 2004) EXAMEN DE 12e ANNÉE DU MINISTÈRE CHIMIE (PROGRAMME DE BASE) – 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 2004) 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 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. A. B. C. D. 11. A. % d’erreur 12. A. moles de sucrose = A−E × 100 A 547 − 535 = × 100% 547 = 2,2% = (voir le formulaire) 0,83 g = 0,00243 mol 342 g/mol Q = mc∆t ( = (75,0g )( 4,18 J/g/C ) 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 2004) 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 annuler les substances qui figurent des deux côtés, réactifs et produits, des équations A → 2B + 2E 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. - iii (Chimie – Examen prototype – Solutionnaire) (octobre 2004) 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, 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 ] [H 2 ] [NH 3 ] 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 ) Kéq = 3 ( 0,84 )( 0,36 ) 0,84 M 0,36 M 2 = 1,47 = 1,5 - iv (Chimie – Examen prototype – Solutionnaire) (octobre 2004) 27. D. La ligne verticale pour X indique une soudaine diminution de concentration. X a été enlevé du système. 28. C. Kéq = 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 - les coefficients des equations balancées sont utilisés comme exposants dans l’expression de Kéq. [Prod]a [Réact.]b 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 . 34. 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. -v- (Chimie – Examen prototype – Solutionnaire) (octobre 2004) 35. M A VA = MB VB A. ( 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) Pour x = [H+ ] = [ClO− ] [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 ) 3,75 × 10-3 mol = 0,0833 mol / L MB = 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 2004) 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 2004)