UE 1 - Atomes - Biomolécules - Génome - Bioénergétique - Métabolisme - QCM
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Description

La collection Pass'Santé s'adresse aux étudiants en PACES.

Chaque titre vous permet un travail d'autoformation et d'autoévaluation, réel et efficace, grâce à une présentation originale axée sur la rapidité et la convivialité. Vous disposez, sur une même page, des QCM à cocher, de leurs réponses occultées par un cache et vous vous entraînez dans les conditions des épreuves.

Cet ouvrage est composé de 244 QCM corrigés inédits, formulés selon les canons du concours et présentés suivant le classement utilisé dans l'ouvrage de cours correspondant.

Sujets

Informations

Publié par
Date de parution 19 décembre 2011
Nombre de lectures 24
EAN13 9782294723322
Langue Français

Informations légales : prix de location à la page 0,0046€. Cette information est donnée uniquement à titre indicatif conformément à la législation en vigueur.

Exrait

Table of Contents

Cover image
Front matter
Copyright
Utilisation du cache-réponses
1. Atomistique
2. Liaisons chimiques
3. Isomérie, stéréochimie
4. Thermodynamique
5. Cinétique chimique
6. Équilibres acido-basiques en solution aqueuse
7. Oxydo-réduction
8. Interactions moléculaires Reconnaissance moléculaire
9. Mécanismes des réactions chimiques et des enzymes
10. Description des fonctions chimiques simples
11. Acides aminés et dérivés
12. Peptides et protéines
13. Enzymes
14. Glucides : structure et fonctions
15. Lipides : structure et fonctions
16. Structure du génome et de ses composants
17. Chromatine et dynamique de l'ADN
18. Réplication, réparation et lésions du génome
19. Transcription et maturation des ARNm
20. Régulation de l'expression des gènes
21. Code génétique et traduction
22. Énergétique cellulaire
23. Fonction biochimique et rôle des nucléotides riches en énergie
24. Oxydations phosphorylantes
25. Cycle de Krebs
26. Métabolisme des glucides
27. Métabolisme du glycogène
28. Métabolisme des lipides
29. Métabolisme des acides aminés et cycle de l'urée
Front matter
UE 1
Atomes – Biomolécules – Génome – Bioénergétique – Métabolisme
Chez le même éditeur
Dans la collection Pass'Santé QCM
UE 3a – Organisation des appareils et des systèmes - Bases physiques des méthodes d'exploration , par F. Giammarile, C. Scheiber, J-P. Vuillez. 2010, 88 pages.
UE 3b – Organisation des appareils et des systèmes – Aspects fonctionnels , par F. Giammarile, C. Scheiber, J-P. Vuillez. 2011, 112 pages.
UE 4 – Évaluation des méthodes d'analyse appliquées aux sciences de la vie et de la santé , par O. Semoun, A.-J. Valleron. 2010, 168 pages.
UE 5 – Organisation des appareils et des systèmes - Aspects morphologiques et fonctionnels , par V. Delmas, O. Clément, D. Brémond-Gignac, R. Douard, S. Dupont, C. Latrémouille, J.M. Le Minor, N. Pirró, P. Sèbe, C. Vacher, R. Yiou. 2011, 176 pages.
UE 6 – Initiation à la connaissance du médicament , par J.-M. Aiache, J.-M. Cardot, Y. Cherrah, P. Coudert. 2011, 112 pages.
UE 7 – Santé – Société - Humanité , par P. Czernichow, S. Bimes-Arbus, D. Carricaburu, J.-F. Dartigues, P. Le Coz, A.-L. Le Faou, M.-H. Metzger, M.-C. Simeoni. 2011 (à paraître).
Dans la collection Pass'Santé Cours
UE 1 - Atomes - Biomolécules - Génome - Bioénergétique - Métabolisme , par J. Gabert, H. Galons. 2011, 416 pages.
UE 3a – Organisation des appareils et des systèmes - Bases physiques des méthodes d'exploration , par F. Giammarile, C. Scheiber, A. Crut, C. Pailler-Mattei. 2010, 368 pages.
UE 4 – Évaluation des méthodes d'analyse appliquées aux sciences de la vie et de la santé , par A.-J. Valleron. 2010, 232 pages.
UE 5 – Organisation des appareils et des systèmes - Aspects morphologiques et fonctionnels , par V. Delmas, D. Brémond-Gignac, O. Clément, R. Douard, S. Dupont, C. Latrémouille, J.M. Le Minor, N. Pirró, P. Sèbe, C. Vacher, R. Yiou. 2011, 368 pages.
UE 6 – Initiation à la connaissance du médicament , par J.-M. Aiache, J.-M. Cardot, Y. Cherrah, P. Coudert, A. Dufour. 2011, 240 pages.
UE 7 – Santé – Société - Humanité , par P. Czernichow, S. Bimes-Arbus, D. Carricaburu, J.-F. Dartigues, P. Le Coz, A.-L. Le Faou, M.-H. Metzger, M.-C. Simeoni. 2011 (à paraître).

UE 1

Atomes Biomolécules Génome BioénergétiqueMétabolisme
J. Gabert
H. Galons
Copyright
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© 2011, Elsevier Masson SAS. Tous droits réservés
ISBN : 978-2-294-70891-6
Elsevier Masson SAS, 62, rue Camille-Desmoulins, 92442 Issy-les-Moulineaux cedex
www.elsevier-masson.fr
Utilisation du cache-réponses
Cet ouvrage vous propose un mode d'entraînement aux QCM, rapide et convivial. Grâce à un système de cache-réponses, vous disposez sur chaque double page:

– des questions, accompagnées de cases à cocher ;

– de leurs réponses, cachées ;

– de commentaires des auteurs (explication d'un piège, complément de cours, conseil, etc.).
Le travail d'entraînement et le contrôle de vos résultats se réalisent donc double page après double page, sans navigation laborieuse dans l'ouvrage.
L'utilisation du cache est très simple; nos conseils sont les suivants :

1. Le cache-réponses, une fois détaché, doit être plié sur la longueur, suivant la rainure prévue à cet effet.

2. Il se positionne dans la gouttière de l'ouvrage, c'est-à-dire au « centre », à cheval sur la page de gauche et la page de droite. Les cases pré-cochées fournissant les réponses sont occultées tandis que les cases vierges sont à votre disposition pour un travail au crayon dans les conditions réelles du concours.

3. Une fois l'ensemble des réponses aux QCM de la double page cochées, le cache peut être enlevé pour le contrôle des résultats.

4. Des appels de notes vous renvoient alors à un ou plusieurs commentaires situés en bas de page dans la zone grisée.
Important : lors du contrôle de vos résultats sur une double page donnée, nous vous conseillons de glisser le cache-réponses dans la double page suivante : ainsi, quand vous passerez à cette nouvelle double page, votre œil – qui travaille très efficacement et éventuellement à l'encontre de votre volonté – ne sera pas tenté d'en « photographier » les corrigés.
L'éditeur
1. Atomistique

1. Nombres quantiques

1. Pour une valeur de l nombre quantique magnétique peut prendre l + 1 valeurs

2. Dans la couche dont le nombre quantique principal n = 2 il existe des sous-couches 2s, 2p et 2d

3. Les orbitales 5s sont d'énergies inférieures aux orbitales 4d

4. La couche M (n = 3) peut contenir un maximum de 12 électrons

5. L'argon (Ar) a sa couche M saturée

6. La configuration électronique de 13 C diffère de 12 C de la sous-couche 2p

7. L'ordre de remplissage des sous-couches (nombre quantique secondaire) est défini par le principe d'exclusion de Pauli

8. La 15 N a 8 protons dans son noyau

9. 14 N et 15 N différent par leur nombre de neutrons

2. Sachant que le 80 Br a 35 protons. Lesquelles des affirmations suivantes sont exactes ?

1. L'ion 80 Br − a 36 e −

2. L'ion 80 Br − est isoélectronique de Kr

3. La formule électronique du brome est Ar,3d 10 ,4s 2 ,4p 5

3. Halogène : électronégativité

1. Le chlore a 17 e −

2. La couche externe du chlore comporte 7 e −

3. Le rayon ionique du chlorure est supérieur à celui du chlore

4. L'énergie d'ionisation du lithium est supérieure à celle du fluor

5. L'énergie d'ionisation du lithium est supérieure à celle du sodium

6. L'électronégativité de l'oxygène est supérieure à celle du chlore

7. L'électronégativité de l'hydrogène est inférieure à celle du lithium

8. L'électronégativité de l'hydrogène est inférieure à celle du carbone

9. L'iode est moins électronégatif que le chlore

4. Électronégativité et nombres quantiques

1. Une espèce qui contient 17 protons, 20 neutrons et 18 électrons est l'ion Cl +

2. 14 C a 7 neutrons

3. Un électron qui a les 3 nombres quantiques suivants n = 3, l = 2, m = 0 se trouve dans une orbitale 3d

4. L'énergie d'ionisation est de signe négative

5. Les électronégativités des 3 éléments suivants varient dans l'ordre S > P > Si

6. Les nombres quantiques n, l, et m définissent une orbitale atomique

7. Deux électrons d'un atome ne peuvent avoir les 4 mêmes nombres quantiques

8. Les énergies d'ionisations varient selon l'ordre Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl > Ar

9. L'électronégativité de l'hydrogène est voisine de celle du phosphore

10. Cs, situé presque tout en bas du groupe 1, est l'élément le moins électronégatif

11. Mg a une énergie de seconde ionisation beaucoup plus basse que celle de Na

5. Masse molaire du chlore

1. Le chlore a pour configuration électronique Ne, 3s 2 , 3p 5

2. Sachant que l'isotope majoritaire de Cl a 18 neutrons et le minoritaire 20, que le majoritaire est trois fois plus abondant que le minoritaire, on peut calculer que la masse molaire de Cl est 36,5
2. Liaisons chimiques

6. Géométrie des molécules : théorie VSEPR, longueurs de liaisons

1. Le tétrachlorure de carbone est une molécule plane

2. La molécule de BF 3 est plane

3. La molécule d'eau est linéaire (angle de 180°)

4. La molécule de PCl 5 a une géométrie de bipyramide trigonale

5. Les angles des liaisons NH de NH 3 sont légèrement plus petits que ceux des liaisons CH de CH 4

6. Tous les carbocations sont plans

7. Les liaisons multiples sont plus courtes que les liaisons simples

8. Les deux doubles liaisons de la molécule d'anhydride carbonique forment entres elles un angle de 90° 6.1
6.1. L'angle est de 180°. Le carbone central est hybridé sp et les deux plans des orbitales sont perpendiculaires. L'intersection est l'axe des trois atomes.

7. Hybridation des orbitales

1. Dans la diméthylvinylamine les trois liaisons de l'atome d'azote forment entre elles des angles d'environ de 107 7.1
7.1. L'azote est hybridé sp 2 (structure conjuguée), les angles sont de 120°.

2. Dans l'acide acétique, l'oxygène du C=O est hybridé sp 2 et celui de l'OH sp 3

3. Dans l'anion acétate, la charge négative est partagée à égalité entre les deux oxygènes

8. Orbitales moléculaires de l'azote et de l'oxygène (voir schéma ci-dessous)

1. La molécule d'azote est paramagnétique 8.1
8.1. Les orbitales moléculaires de la molécule d'azote sont représentées (Couche L, n = 2). L'azote n'est pas paramagnétique, à la différence de l'oxygène qui possède deux électrons célibataires dans l'orbitale occupée la plus haute. L'azote est diamagnétique. L'indice de liaison est de 3 ; en effet il y a bien quatre doublets appariés dans quatre orbitales liantes mais il existe un doublet dans l'orbitale σ2s*. Donc : Ind. L. = (8 − 2)/2 = 3.

2. L'indice de liaison dans la molécule d'azote est de 4 car il y a quatre orbitales liantes qui contiennent un doublet d'électrons appariés 8.1

3. La molécule d'oxygène comporte un doublet d'électrons appariés dans une OM π2pz* 8.1

9. Systèmes conjugués : polyènes

1. Le penta-1,2-diène est un système conjugué

2. Le penta-1,3-diène est un système conjugué

3. Le penta-1,4-diène est un système conjugué

10. Molécules aromatiques
On considère ci-dessous les structures A à G

1. Le produit A n'est pas aromatique

2. Le produit A est plan

3. B n'est pas aromatique

4. C est aromatique

5. Le carbanion E est aromatique

6. D est aromatique

7. Le pyrrole F est aromatique car le doublet d'électrons de l'azote est dans une orbitale p

8. Le doublet de l'azote de la pyridine G est dans une orbitale p 10.1
10.1. Le doublet de l'azote de la pyridine est dans une orbitale sp 2 . Ainsi, il ne contribue pas à l'aromaticité de la pyridine (à la différence du pyrrole). Ce doublet confère une certaine basicité à la pyridine pKa (de l'acide conjugué) = 5,20.

11. Molécules aromatiques
On considère la 9 méthyladénine

1. Dans la 9-méthyladénine le doublet de l'azote 9 doit être compté dans le nombre d'électrons pour satisfaire à la règle de Hückel

2. Le doublet de l'azote du groupement NH 2 , situé sur le carbone 6, étant extérieur aux cycles, ne doit pas être compté dans le nombre d'électrons du système aromatique

12. Effet mésomères et inductifs

1. Le carbone en β de la cétone de la méthylvinylcétone est appauvri en électrons ; il est donc sensible aux attaques électrophiles 12.1
12.1. Les nucléophiles attaquent le carbone en β et le carbone du carbonyle. Dans certaines réactions, on peut observer les deux attaques.

2. L'un des carbones des énamines est riche en électrons et présente un comportement nucléophile 12.2
12.2. Énamines : .C'est donc le carbone en β de l'azote qui est nucléophile.

3. Les formes mésomères avec une charge négative sur un atome peu électronégatif représentent peu la structure réelle d'une molécule

4. Le fluor exerce un effet + M lorsqu'il substitue un noyau aromatique

5. Le méthyle exerce un effet + M lorsqu'il substitue un noyau aromatique 12.3
12.3. Effet + I.
3. Isomérie, stéréochimie

13. Différents types d'isomères

1. A et B sont des énantiomères 13.1
13.1 Identiques : ils diffèrent par une rotation autour de l'axe perpendiculaire au plan du cycle.

2. C et D sont des diastéréoisomères

3. E et F sont des tautomères

4. G et H sont des conformères 13.2
13.2 Ce sont des diastéréoisomères.

14. Configurations absolues des molécules suivantes :

1. A est l'acide (2S)-2-méthylbutanoïque

2. B est le (2S)-4-bromo-2-chloro-1-méthoxy-2-méthylbutane

3. C est la (2S)-2-méthylcyclopentanone

4. D est le (S)-méthyléthylsulfoxyde 14.1
14.1 R car le doublet, substituant de priorité nulle (classé 4 e ), est dirigé vers l'avant.

15. Représentations perspectives et de Newman
Soit les représentations A , B , C et D de 2, 3- dichlorobutanoates de méthyle :

1. A , B et C sont représentés en perspectives et D selon Fischer

2. La configuration de A est R, S 15.1
15.1 On doit préciser l'indice des carbones chiraux. La réponse la plus correcte est 2R, 3S.

3. A et B forment un couple d'énantiomères 15.2
15.2 La configuration absolue de B est 2S, 3R.

4. A et C sont des conformères 15.3
15.3 Ils ont même configuration absolue. Le changement de conformation s'effectue par rotation autour d'une ou plusieurs simples liaisons.

5. Dans C les deux chlores sont antipériplanaires

6. A et D forment un couple de diastéréoisomères 15.4
15.4 La configuration absolue de D est 2S, 3S. Les carbones 2 de A et de D sont de même configuration. Mais leurs carbones 3 sont de configurations inverses.

7. A et B sont de configuration unlike (ul)

16. Configurations de molécules cycliques
Considérons les dérivés du cyclobutane suivants :

1. Toutes ces molécules sont représentées avec le cycle horizontal perpendiculaire au plan de la feuille

2. Dans A et B , les deux substituants sont du même coté du plan du cycle

3. Dans le produit A le plan du cycle est plan de symétrie 16.1
16.1 Le plan de symétrie est perpendiculaire au plan du cycle et est défini par les groupements Cl et méthoxy.

4. Le produit C n'est pas chiral, il possède un centre de symétrie

5. B est le (1S, 2R)-1-chloro-2-méthoxycyclobutane

6. E est le (1S, 3S)-1,3-dichloro-2-méthoxycyclobutane

17. Isomérie géométrique des éthyléniques

1. Dans le produit C , le groupement CONH 2 est prioritaire sur le CN

2. Seules les molécules C , D sont de configuration absolue E

3. Les produits A et B sont de configuration absolue Z 17.1
17.1 B est Z mais A n'est ni Z ni E car il ne donne pas l'isomérie géométrique.

4. Le produit G est plan et de configuration Z

5. Le produit G est plan, deux carbones sont hybridés sp

6. Le produit E est de configuration Z

7. Le produit F est l'acide (2E)-3-cyano-4-hydroxy-2-méthyl-but-2-énoïque

8. Le produit H est de configuration Z

18. Chiralité axiale, et autres exemples de configurations
Les molécules suivantes sont-elles chirales ?

1. Le plan de la feuille de papier est plan de symétrie du produit A

2. Le composé A est achiral

3. Le produit B est chiral et de configuration aR

4. Le produit C est de configuration 2R, 3aS

5. Les produits D et E sont chiraux 18.1
18.1 Un composé est chiral lorsque toutes ses conformations sont chirales. D est achiral car une conformation présente un plan de symétrie. E est le (2R, 6R)-4-bromo-2,6-diméthoxyheptane.

6. E et F forment un couple d‘énantiomères

19. Stéroïdes dérivés du prégnane

1. Les produits A et B sont diastéréoisomères 19.1
19.1 Isomères de position.

2. Les produits B et C sont diastéréoisomères

3. Le produit B est le 6-chloro-17β-hydroxy-pregna-4,6-dièn-3,20-dione

4. Le produit C est le 6-chloro-17β-hydroxy-pregna-4,6-dièn-3,20-dione

5. Les fonctions alcools en 17 sont en position α dans A et B

6. La configuration absolue du carbone 17 de A est R

20. Configurations absolues de cyclanes

1. A et B forment un couple d'énantiomères 20.1
20.1 Il existe deux manières de résoudre un tel exercice.La plus simple consiste à déterminer les configurations absolues :

Comme A et B ont même configuration absolue mais les deux substituants n'ont pas la même disposition :

– dans A , Cl est équatorial et MeO axia l ;

– dans B , MeO est équatorial et Cl axial. A et B sont donc des conformères. L'autre approche consiste à effectuer des rotations autour d'axes afin de comparer plus aisément les molécules. Ainsi pour B , on effectue une rotation de 180° autour d'un axe perpendiculaire au plan de la feuille. On inverse ensuite la conformation de la chaise. Remarque : on peut également dans ces deux approches se simplifier l'étude des configurations en écrivant le cycle plan (représentation de Haworth) et envisager ensuite les aspects conformationnels.

2. C et B sont des énantiomères

3. A et D sont des conformères

4. A et C forment un couple de diastéréoisomères

5. E et F forment un couple d'énantiomères

6. G et H sont des énantiomères

7. B et D sont identiques

21. Représentation de Fischer

1. Pour une molécule donnée, il existe une seule représentation de Fischer

2. La formule C n'est pas une représentation de Fischer

3. A est le (2R, 3R)-2,3-dihydroxybutanal

4. A et D sont diastéréoisomères

5. B et D sont énantiomères
4. Thermodynamique

On indique les enthalpies de formation et les entropies standard Molécules (kJ/mol) S 298 (J/[mol·K]) H 2 O (l) − 285,8 69,96 CH 4 ( g ) − 74,9 186,17 C 2 H 6 ( g ) − 84,7 229,57 H 2 O (g) − 241,8 188,74 CO 2 ( g ) − 393,5 213,75 NH 3 ( g ) − 45,91 192,66 C 2 H 5 OH(l) − 278,0 160,0 On indique les énergies de liaison en kJ·mol −1
O-H − 462 H-H − 435 O=O − 497 O-O − 138 Bien évidemment, l'énergie de dissociation est positive

22. Définitions générales et enthalpie

1. Les variables d'état extensives sont additives et caractérisent l'ensemble du système

2. Lorsqu'un système fermé ou ouvert émet de l'énergie, cette énergie est comptée de signe positif

3. Le nombre de moles d'un système est une variable d'état intensive

4. La température est une variable d'état intensive

5. L'enthalpie est une grandeur extensive

6. Une réaction chimique d'enthalpie négative est dite exothermique

7. Un système fermé n'échange pas d'énergie avec l'extérieur

8. Le changement d'état d'un corps pur de l'état liquide à l'état solide est exothermique

9. L'enthalpie se mesure en J −1 ou kJ −1

10. L'enthalpie est l'énergie échangée avec l'extérieur à pression constante

23. Enthalpie standard de formation, enthalpie des liaisons et application de la loi de Hess 23.1
23.1 L'enthalpie standard de formation est notée Δ f H° et désigne l'enthalpie de formation d'une mole de composé pris dans son état physique de référence à T = 298 K et à 1 atm à partir de corps simples.

1. L'enthalpie standard de formation de l'hydrogène pris dans son état standard de référence est supérieure à celui de l'oxygène dans le même état 23.2
23.2 L'enthalpie de formation d'un corps simple pris dans son état standard de référence est nulle.

2. La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie d'une réaction selon la relation Δ H = ΔH Produits − ΔH Réactifs

3. Les valeurs des enthalpies standard de formation sont généralement données à 25 °C

4. Calcul de l'enthalpie de combustion de l'éthanol : on se propose de calculer l'enthalpie de la réaction de combustion de l'éthanol liquide selon l'équation
aCH 3 CH 2 OH (l) + bO 2 (g) → c CO 2 (g) + dH 2 O (l)
Si a = 1 dans l'équation précédente, on en déduit b = 3 ; c = 1 ;d = 2 23.3
23.3 b = 3 ; c = 2 ; d = 2.

5. L'enthalpie de la réaction de combustion est toujours de signe négatif

6. L'enthalpie de la combustion d'une mole d'éthanol est d'environ 350 kJ·mol −1 23.4
23.4 ΔH = 2 × (− 393,5) + 3 × (285,8) − 1 (278) = − 1 366 kJ·mol −1 .

7. Le calcul de l'enthalpie d'une réaction à partir des énergies de liaisons est plus précis que ce même calcul à partir des enthalpies standard de formation 23.5
23.5 Les enthalpie de formation des liaisons O-H, C-H, O-H sont des valeurs moyennes. Elles sont influencées par le reste de la structure de la molécule.

8. Les enthalpies de formation des liaisons sont toujours négatives

9. L'enthalpie de formation d'une molécule d'eau (à l'état de gaz) est indépendante de la température

10. Le calcul de l'enthalpie de formation de l'eau à partir des énergies de liaison conduit à la valeur de 150 kJ·mol −1 23.6
23.6 Selon la loi de Hess : ΔH = Énergie des liaisons dans les produits − Énergie de liaisons dans les réactifs.2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O. La valeur obtenue correspond à la formation de deux molécules d'eau. En effet, il faut un nombre entier de réactif et produits. Il faut diviser par deux 4 O-H − 1 O-O − 2 H-H = pour une molécule d'eau −240,5 kJ·mol −1 . Attention, les valeurs correspondent aux gaz.

11. Si l'on calcule l'enthalpie de formation de l'eau par les énergies de liaison, on peut trouver une valeur à celle donnée dans la table des enthalpies de formation 23.7
23.7 Les énergies de liaisons disponibles dans les tables sont des valeurs moyennes, par exemple pour CH ou OH, et elles conduisent à des résultats moins précis.

24. Entropie, enthalpie libre

1. L'entropie standard S 0 d'un composé pur est l'entropie de ce composé à − 273 °C 24.1
24.1 Au zéro absolu, l'entropie d'un composé pur sous sa forme la plus stable est nulle. L'entropie standard est déterminée à 25 °C (298 K).

2. L'entropie est positive (ΔS > 0) pour un corps pur lors du passage de l'état solide liquide ou à l'état gazeux

3. L'entropie s'exprime en J·mol −1 ·K −1 dans laquelle K est la constante de vitesse de la réaction 24.2
24.2 K signifie la température exprimée en degré Kelvin. 0 K = − 273 °C. Si on considère la réaction d'estérification CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ⇆ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O. Lorsqu'elle est à l'équilibre, et que l'on ajoute de l'éthanol, la concentration en ester (acétate d'éthyle) augmente.Dans cette même réaction à l'équilibre : ΔG = 0.De la relation ΔG = ΔG 0 + RTLnc , on déduit ΔG 0 = − RTLn .La constante d'équilibre K =

4. Si l'on considère un système isolé, l'évolution est impossible si la variation d'énergie libre du système est positive

5. L'enthalpie libre s'exprime par la relation ΔG = ΔH − TΔS

6. Une réaction connaîtra une évolution spontanée si ΔG est < 0

7. Une réaction pour laquelle ΔG = 0 correspond à une réaction à l'équilibre

8. Un équilibre correspond à une réaction inversible (inversable)

9. Selon le principe de Le Châtelier, un système à l'équilibre, lorsqu'il est soumis à une perturbation, évoluera afin de modérer cette perturbation 24.3
24.3 K est la température en degré Kelvin : une température de 0 K est égale à − 273,15 °C.

10. Quand une réaction a une constante d'équilibre élevée, cela signifie que l'équilibre est déplacé vers la gauche 24.4
24.4 En examinant l'expression de K dans le commentaire 24.2, on constate que, lorsque K est élevé (numérateur > dénominateur), la réaction est déplacée vers la droite.
5. Cinétique chimique

25. Ordre des réactions

1. Le bromure de méthyle réagit avec les nucléophiles selon une réaction d'ordre 2

2. Le bromure de tert -butyle réagit avec les nucléophiles selon une réaction d'ordre 1

3. Le fait que les halogénures tertiaires réagissent avec les nucléophiles selon une réaction d'ordre 1 indique qu'il y a qu'une seule étape à cette réaction

4. La réaction de SN 2 est concertée ; elle n'implique pas la formation d'intermédiaire réactionnel

5. La vitesse d'une réaction du bromure de tert -butyle avec un nucléophile A − est du type V = k [tBuBr] x [A − ]

26. Réactions d'ordre 1

1. Dans une réaction du type aA → C + D et d'ordre 1, la relation entre Log[A] et le temps en s est exprimé par Ln[A] = Ln[A]0 − akt (avec [A]0 = concentration à t = 0) 26.1
26.1. Pour une réaction aA → C + D, la vitesse s'exprime par les relations générales V = et V = k[A] α . Donc, k[A] α = . Si α = 1 : = − akdt et Ln = − akt. Il en résulte Ln[A] = Log[A] 0 − akt ou : [A] = [A] 0 e −akt

2. Dans la même réaction d'ordre 1, lorsque la concentration initiale en réactif A est [A] 0 , le temps de demi-réaction est donné par la relation T 1/2 = ak 26.1

3. Toujours dans la même réaction d'ordre 1, la courbe qui représente la variation de Log[A] et une droite de pente − ak

4. La constante de vitesse de la réaction k d'ordre 1 s'exprime en s −1

5. Lors d'une réaction d'ordre 1, si A 0 est divisé par 2 en un temps t 1 , la concentration la concentration sera égale à A 0 /8 au temps 2t 1 26.2
26.2. Le temps de demi-réaction est obtenu à partir de la réaction précédente en remplaçant Ln[A] par Ln = Ln[A] 0 − akt. D'où t 1/2 = . La concentration sera de [A] 0 /8 au temps 3t 1 . En effet, la concentration de A est divisée par 2 pour le même intervalle de temps qu'il est nécessaire pour diviser la concentration initiale [A] 0 par 2.

27. Réactions d'ordre 2

1. La réaction de type aA → B + C correspond à une cinétique d'ordre 2. La vitesse s'exprime par la relation V = 2k[A] dans lequel k est la constante de vitesse de cette réaction 27.1
27.1. V = k[A] 2 .

2. Lors de cette même réaction d'ordre 2, la représentation de en fonction de t est une droite V 27.2
27.2. + akt.

3. Lors de cette même réaction d'ordre 2, le délai nécessaire à la diminution de A de la concentration initiale A 0 à la concentration A 0 /4 est égal à 2 fois le temps de demi-réaction 27.3
27.3. Pour une réaction d'ordre 2, le temps de demi-réaction est donné par la relation .

28. Influence de la température, relation d'Arrhénius

1. Une réaction est d'autant plus rapide que son énergie d'activation est grande

2. L'énergie d'activation est une valeur peu sensible aux variations de température

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