QCM : Atomes, classification et liaisons — 34 questions

Explication

Un élément chimique regroupe les atomes possédant le même numéro atomique, donc le même nombre de protons. Des atomes peuvent toutefois différer par leur nombre de neutrons ou d’électrons.

Explication

Des isotopes ont le même numéro atomique, car ils contiennent le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents. Une différence de neutrons ne transforme donc pas ces atomes en éléments distincts.

Explication

Le modèle de Bohr représente l’électron sur des orbites quantifiées, alors que celui de Schrödinger utilise des orbitales décrivant des probabilités de présence. Les autres propositions attribuent à ces modèles des notions qui ne les distinguent pas.

Explication

L’énergie d’un photon est donnée par $E = h\nu$ et, puisque $\nu = \frac{c}{\lambda}$, elle s’écrit aussi $E = \frac{hc}{\lambda}$. Les autres relations inversent ou combinent incorrectement les grandeurs physiques.

Explication

Un gaz excité émet certaines longueurs d’onde sous forme de raies lumineuses, tandis qu’un gaz éclairé absorbe certaines longueurs d’onde du spectre continu. L’absorption ne correspond donc pas à une émission de raies lumineuses.

Explication

Les longueurs d’onde émises ou absorbées constituent une signature propre à l’atome et ne dépendent pas du mode d’excitation. La température, la source ou la durée d’éclairage peuvent modifier les conditions d’observation sans définir cette signature.

Explication

Un niveau d’énergie est une valeur discrète que peut prendre l’énergie d’un électron dans un atome. Les états ionisés forment plutôt un continuum au-delà de la limite d’ionisation, et un niveau d’énergie ne désigne pas une trajectoire protonique.

Explication

L’excitation correspond à une absorption d’énergie et à un passage vers un niveau supérieur, tandis que la désexcitation ramène l’atome vers un niveau inférieur avec émission d’un photon. La proposition opposée inverse donc les phénomènes d’absorption et d’émission.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ indique à la fois la couche électronique et le niveau d’énergie correspondant. Il ne décrit ni la composition du noyau ni les propriétés de spin ou d’orientation magnétique.

Explication

La mécanique classique représente l’électron par une trajectoire, alors que la mécanique quantique le décrit par une probabilité de présence issue d’une fonction d’onde. L’idée d’une trajectoire pour la description quantique correspond à la confusion entre les deux modèles.

Explication

Le principe de Heisenberg affirme qu’une connaissance précise et simultanée des caractéristiques ondulatoires et corpusculaires est impossible. La position et la masse ne constituent pas la formulation donnée de ce principe.

Explication

En trois dimensions, l’état quantifié de l’électron est décrit par les nombres n, l et m. Le modèle à un seul nombre quantique correspond à une description unidimensionnelle, tandis qu’une quatrième coordonnée n’est pas introduite ici.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir simultanément les quatre mêmes nombres quantiques. L’obligation de répartir les électrons célibataires avec des spins parallèles relève de la règle de Hund.

Explication

Une couche électronique regroupe les électrons ayant la même valeur du nombre quantique principal n. Le nombre orbital l sert à caractériser une sous-couche, et non une couche entière.

Explication

La règle de Klechkowski classe les sous-couches selon une énergie croissante déterminée d’abord par n + l, puis par n en cas d’égalité. La répartition des électrons dans les cases d’une même sous-couche relève de la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation du maximum de cases distinctes avant l’appariement, avec des spins parallèles pour les électrons célibataires. Le classement par n + l concerne l’ordre énergétique des sous-couches et non leur répartition interne.

Explication

La classification actuelle compte 18 colonnes et 7 périodes, avec un bloc séparé de deux lignes pour les lanthanides et les actinides. Les périodes correspondent aux lignes, tandis que les colonnes correspondent aux groupes.

Explication

La classification moderne ordonne les éléments selon leur numéro atomique. Le classement principalement fondé sur la masse atomique caractérisait la classification historique de Mendeleïev.

Explication

Les halogènes sont les éléments du groupe 17 et les gaz rares ceux du groupe 18. Les groupes 1 et 2 correspondent respectivement aux métaux alcalins, à l’exception de l’hydrogène, et aux alcalino-terreux.

Explication

Les électrons de valence occupent la couche la plus externe et déterminent l’essentiel du comportement chimique, contrairement aux électrons de cœur internes. La position dans l’atome, et non la charge électrique, permet de distinguer ces deux catégories.

Explication

La charge nucléaire effective correspond à la charge équivalente ressentie par un électron après prise en compte de l’écrantage électronique. La charge nucléaire réelle dépend du nombre de protons sans intégrer cet effet d’écran.

Explication

L’énergie de première ionisation est l’énergie minimale à fournir à un atome gazeux dans son état fondamental pour lui retirer un électron. Elle ne décrit ni le déplacement d’un proton ni la formation d’une liaison entre deux atomes.

Explication

L’électronégativité mesure l’attraction exercée par un atome sur le doublet d’électrons partagé dans une liaison. L’énergie de première ionisation concerne, quant à elle, l’arrachement d’un électron à un atome isolé gazeux.

Explication

Un corps simple est constitué d’un seul type d’atomes, alors qu’un corps composé associe au moins deux types d’atomes. Ainsi, H₂ est un corps simple, tandis que CH₄ et NaCl sont des corps composés.

Explication

Une liaison ionique résulte du transfert d’un ou plusieurs électrons, ce qui forme des cations et des anions associés par attraction électrostatique. La mise en commun d’électrons correspond à une liaison covalente, tandis que les électrons délocalisés caractérisent la liaison métallique.

Explication

La liaison métallique associe un réseau de cations métalliques à des électrons délocalisés, dont la mobilité contribue notamment à la conduction électrique. Des paires d’électrons localisées entre deux atomes décrivent plutôt une liaison covalente.

Explication

La règle de l’octet indique que les atomes tendent à atteindre huit électrons de valence par partage de doublets, tandis que l’hydrogène vise un duet. Elle concerne le nombre d’électrons de valence, et non le nombre de liaisons ou d’électrons perdus.

Explication

La théorie VSEPR affirme que les doublets liants et non liants se repoussent et s’orientent afin de minimiser ces répulsions. La formule brute seule ne suffit pas à déterminer la géométrie tridimensionnelle d’une molécule.

Explication

Dans la notation $AX_mE_n$, $A$ est l’atome central, chaque $X$ est un atome qui lui est lié et chaque $E$ correspond à un doublet non liant porté par cet atome central. Confondre $X$ et $E$ inverse la représentation des atomes liés et des doublets libres.

Explication

Autour de l’oxygène, deux liaisons et deux doublets non liants occupent une organisation tétraédrique selon VSEPR, mais seuls les atomes définissent la géométrie moléculaire, qui est alors coudée. Les doublets non liants ne sont donc pas absents et les liaisons O–H ne sont pas linéaires.

Explication

Dans le modèle de Brønsted, l’acide est le donneur de proton et la base est l’accepteur de proton. La cession ou la capture d’un doublet d’électrons relève de la théorie de Lewis, tandis que le transfert d’électrons concerne l’oxydoréduction.

Explication

Selon Lewis, une base fournit un doublet d’électrons, généralement utilisé pour former une liaison avec un acide de Lewis. La capture d’un doublet caractérise au contraire l’acide de Lewis, tandis que les autres propositions mobilisent les notions de Brønsted ou de redox.

Explication

Dans cette demi-équation, Ox reçoit les électrons et se transforme en Red : Ox est donc l’oxydant, tandis que Red est le réducteur. La perte d’électrons correspond à l’oxydation et caractérise l’espèce réductrice dans le sens inverse.

Explication

La méthode commence par l’identification des nombres d’oxydation, puis par l’équilibrage des électrons, des charges et enfin des atomes H et O avec les espèces adaptées. Commencer par l’eau ou par les charges inverse l’ordre opératoire prescrit et peut conduire à un bilan électronique incohérent.