QCM : Atomes et molécules en chimie — 30 questions

Explication

Un atome neutre possède autant de protons chargés positivement que d’électrons chargés négativement. Un ion se caractérise au contraire par une charge électrique résultant d’un déséquilibre entre ces particules.

Explication

En appliquant E = −13,6/n², on obtient E = −13,6/4 = −3,4 eV. La valeur −13,6 eV correspond à n = 1, l’état fondamental.

Explication

Une orbitale décrit une région de l’espace où la probabilité de trouver l’électron est maximale, sa surface limite englobant environ 95 % des chances. Elle ne correspond pas à une trajectoire classique déterminée.

Explication

Les quatre nombres quantiques n, l, m et s décrivent respectivement le niveau énergétique, la sous-couche, l’orientation spatiale et le spin. Les autres ensembles regroupent des propriétés physiques ou des informations du tableau périodique.

Explication

Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques, ce qui limite une orbitale à deux électrons de spins opposés. La répartition entre orbitales de même énergie relève plutôt de la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales dégénérées par des électrons de spins parallèles, avant tout appariement. L’appariement immédiat contredit précisément cette règle de répartition.

Explication

La règle de Klechkowski place notamment 4s avant 3d, après 3p, ce qui donne la succession proposée. Les autres ordres intervertissent des sous-couches qui ne suivent pas l’ordre énergétique attendu.

Explication

Le numéro de période correspond au nombre quantique principal n associé à la couche externe de l’atome. Le nombre de protons définit le numéro atomique, et non la période.

Explication

Les éléments d’un même groupe possèdent généralement un nombre comparable d’électrons de valence, ce qui explique des propriétés chimiques similaires. Le niveau n de la couche externe varie plutôt selon les périodes.

Explication

Le nom d’un bloc indique le type de sous-couche correspondant à la dernière orbitale occupée lors du remplissage électronique. Les périodes reposent sur le niveau principal externe, tandis que la charge ne définit pas les blocs.

Explication

Les métaux sont généralement conducteurs, ductiles et placés à gauche du tableau périodique. Les non-métaux, eux, conduisent moins bien et tendent à former des ions négatifs.

Explication

Les alcalins possèdent une configuration externe ns¹ et cèdent facilement cet électron pour former des ions +1. Les ions +2 sont plutôt associés aux alcalino-terreux.

Explication

La configuration ns²np⁵ des halogènes favorise le gain d’un électron, ce qui produit un anion monovalent. La perte d’un électron correspond davantage au comportement des alcalins.

Explication

Les gaz nobles possèdent une couche externe remplie, de configuration ns²np⁶ sauf l’hélium, ce qui les rend habituellement peu réactifs. Une couche comportant un seul électron correspond plutôt aux alcalins.

Explication

Pour les éléments des blocs s et p, la couche de valence regroupe les sous-couches ns et np associées au plus grand nombre quantique principal. Les sous-couches internes n’en font pas partie.

Explication

Les électrons de valence participent aux liaisons chimiques entre les atomes. L’effet d’écran est notamment associé aux électrons internes, qui ne sont pas ceux impliqués directement dans ces liaisons.

Explication

L’électronégativité décrit l’attraction exercée par un atome sur le doublet partagé d’une liaison. La tendance à céder des électrons relève plutôt de l’électropositivité.

Explication

L’ordre qualitatif est F > O > (N, Cl), avec des électronégativités de l’azote et du chlore approximativement égales. L’oxygène vient donc après le fluor.

Explication

La liaison ionique fait partie des liaisons fortes, avec les liaisons covalentes et métalliques. Les autres réponses décrivent des interactions faibles de type intermoléculaire.

Explication

Les liaisons fortes incluent les liaisons covalentes, ioniques et métalliques, alors que les interactions hydrogène et de Van der Waals sont faibles. Les autres réponses inversent ou déforment cette classification.

Explication

Une liaison covalente normale résulte de la mise en commun d’une paire dont chaque atome fournit un électron. L’apport des deux électrons par un seul atome caractérise une liaison de coordination.

Explication

L’hydrogène vise une configuration stable à deux électrons, appelée duet. La règle de l’octet concerne principalement les éléments qui tendent à s’entourer de huit électrons de valence.

Explication

La liaison σ est formée par recouvrement axial et se constitue avant la liaison π, issue d’un recouvrement latéral d’orbitales p. Les autres réponses inversent les types de recouvrement ou l’ordre de formation.

Explication

La théorie RPEV explique la géométrie par la répulsion entre doublets liants et non liants, qui cherchent à maximiser leur éloignement. L’attraction, la masse nucléaire ou le hasard ne constituent pas son principe géométrique.

Explication

L’ordre des répulsions est DnL-DnL > DnL-L > L-L : les doublets non liants occupent davantage d’espace et se repoussent le plus. Les autres interactions sont donc classées à un niveau inférieur dans ce modèle.

Explication

Dans H2O, les quatre domaines électroniques donnent une géométrie électronique tétraédrique, tandis que les deux doublets non liants conduisent à une forme moléculaire coudée. La réponse inverse ces deux notions, confusion fréquente dans l’application de la RPEV.

Explication

L’hybridation combine des orbitales atomiques pour former des orbitales hybrides dont l’organisation permet de prévoir la géométrie moléculaire. Les propriétés physiques globales comme la masse molaire ou la température d’ébullition ne sont pas déterminées par cette transformation.

Explication

Dans CH₄, une orbitale 2s et trois orbitales 2p du carbone donnent quatre orbitales sp³ orientées selon une géométrie tétraédrique, avec un angle de 109°28. La géométrie trigonale plane correspond à l’hybridation sp², et non à sp³.

Explication

Dans l’éthylène, chaque carbone possède une hybridation sp² et une géométrie trigonale plane, tandis que l’orbitale p restante forme la liaison π. Une hybridation sp³ donnerait une organisation tétraédrique et ne correspondrait pas à cette structure.

Explication

Un complexe résulte de liaisons covalentes de coordination dans lesquelles le métal de transition accepte des doublets fournis par les ligands. Il ne s’agit pas simplement d’une attraction ionique entre charges opposées, car les ligands donnent leurs doublets au métal.