QCM : Atomes et molécules en chimie (32 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Concernant les nombres quantiques décrivant les électrons :

Le nombre n définit la couche électronique et le niveau d’énergie associé.
Le nombre l détermine le nombre d’orientations orbitalaires selon 2l+1.
Le nombre n caractérise le type de sous-couche s, p ou d.
Le nombre m prend des valeurs entières de −l à +l.
Le nombre l définit directement l’orientation spatiale de l’orbitale.

Le nombre n définit la couche électronique et le niveau d’énergie associé. · Le nombre l détermine le nombre d’orientations orbitalaires selon 2l+1. · Le nombre m prend des valeurs entières de −l à +l.

Explication

Le nombre quantique principal n identifie la couche électronique et le niveau d’énergie, tandis que l correspond à la sous-couche. Le nombre magnétique m décrit l’orientation spatiale et possède 2l+1 valeurs possibles.

2. Parmi les propositions suivantes concernant la structure d’un atome, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Le noyau atomique contient des protons et des neutrons.
Un atome est électriquement neutre lorsqu’il est à l’état non combiné.
Un atome correspond à la plus petite partie d’un élément à l’état combiné.
Le noyau atomique est constitué d’électrons et de neutrons.
Le nuage électronique entoure le noyau atomique.

Le noyau atomique contient des protons et des neutrons. · Un atome est électriquement neutre lorsqu’il est à l’état non combiné. · Le nuage électronique entoure le noyau atomique.

Explication

Un atome neutre non combiné est constitué d’un noyau contenant protons et neutrons, entouré d’un nuage électronique. La neutralité électrique résulte de l’équilibre entre charges positives et négatives.

3. Une sous-couche possède un nombre quantique secondaire l égal à 1. Quelles propositions sont exactes ?

Le nombre quantique magnétique peut prendre les valeurs −2, −1, 0, +1 et +2.
Cette sous-couche possède deux orientations orbitalaires.
Les valeurs possibles de m sont −1, 0 et +1.
Le nombre quantique de spin peut prendre les valeurs +1/2 et −1/2.
Le nombre quantique magnétique m peut prendre trois valeurs entières.

Les valeurs possibles de m sont −1, 0 et +1. · Le nombre quantique de spin peut prendre les valeurs +1/2 et −1/2. · Le nombre quantique magnétique m peut prendre trois valeurs entières.

Explication

Pour l=1, m varie de −1 à +1, ce qui donne trois valeurs et donc trois orientations orbitalaires. Le spin électronique, quant à lui, ne prend que les valeurs +1/2 et −1/2.

4. Pour l’atome d’hydrogène placé au niveau n=2, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

L’énergie du niveau est calculée par E=−13,6/n².
L’énergie du niveau vaut −3,4 eV.
L’énergie du niveau est indépendante de la valeur de n.
L’énergie du niveau vaut −27,2 eV.
L’énergie du niveau n=1 vaut −3,4 eV.

L’énergie du niveau est calculée par E=−13,6/n². · L’énergie du niveau vaut −3,4 eV.

Explication

Dans l’atome d’hydrogène, l’énergie est donnée par E=−13,6/n² en électronvolts. Pour n=2, elle vaut donc −13,6/4, soit −3,4 eV.

5. Concernant les règles de remplissage électronique, quelles sont les propositions exactes ?

La règle de Hund impose des spins parallèles avant l’appariement.
Le principe de Pauli limite à deux le nombre d’électrons dans une orbitale.
La règle de Hund interdit à deux électrons d’avoir les mêmes nombres n, l, m et s.
Le principe de Pauli impose de remplir séparément les orbitales de même énergie.
Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

La règle de Hund impose des spins parallèles avant l’appariement. · Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir simultanément les quatre mêmes nombres quantiques. La règle de Hund concerne, elle, le remplissage des orbitales dégénérées.

6. À propos du remplissage des sous-couches électroniques :

L’ordre de remplissage commence par 1s, puis 2s et 2p.
La sous-couche 3d est remplie avant la sous-couche 4s.
Une sous-couche p contient trois orbitales et peut accueillir six électrons.
La sous-couche 4s est remplie avant la sous-couche 3d.
Une sous-couche s peut contenir au maximum deux électrons.

L’ordre de remplissage commence par 1s, puis 2s et 2p. · Une sous-couche p contient trois orbitales et peut accueillir six électrons. · La sous-couche 4s est remplie avant la sous-couche 3d. · Une sous-couche s peut contenir au maximum deux électrons.

Explication

La règle de Klechkowski donne l’ordre énergétique de remplissage des sous-couches, notamment 4s avant 3d. La sous-couche p contient trois orbitales et peut accueillir six électrons, contrairement à la sous-couche s qui n’en contient qu’une.

7. La configuration électronique de l’azote est 1s² 2s² 2p³. Parmi les propositions suivantes, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La sous-couche 1s contient deux électrons.
La sous-couche 2p contient trois électrons célibataires.
L’atome d’azote possède sept électrons.
La sous-couche 2p contient six électrons dans l’atome d’azote.
La sous-couche 2s contient deux électrons.

La sous-couche 1s contient deux électrons. · La sous-couche 2p contient trois électrons célibataires. · L’atome d’azote possède sept électrons. · La sous-couche 2s contient deux électrons.

Explication

L’azote possède sept électrons, répartis selon l’ordre de remplissage en 1s² 2s² 2p³. Les trois électrons de 2p occupent d’abord séparément les orbitales de même énergie avec des spins parallèles selon Hund.

8. Concernant l’organisation du tableau périodique, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le numéro d’une période correspond au nombre quantique principal de la couche externe.
Une période correspond à une ligne du tableau périodique.
Les éléments d’un groupe possèdent généralement le même nombre d’électrons sur leur couche externe.
Le numéro d’un groupe correspond au nombre de couches électroniques occupées.
Un groupe correspond à une colonne du tableau périodique.

Le numéro d’une période correspond au nombre quantique principal de la couche externe. · Une période correspond à une ligne du tableau périodique. · Les éléments d’un groupe possèdent généralement le même nombre d’électrons sur leur couche externe. · Un groupe correspond à une colonne du tableau périodique.

Explication

Une période est une ligne du tableau périodique, et son numéro correspond au nombre quantique principal n de la couche externe. Un groupe est une colonne dont les éléments possèdent généralement le même nombre d’électrons externes.

9. Parmi les caractéristiques suivantes des métaux et des non-métaux, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Les métaux sont principalement situés à gauche du tableau périodique.
Les métaux sont généralement ductiles.
Les non-métaux tendent à former des ions positifs.
Les métaux tendent à former des ions positifs.
Les métaux conduisent généralement la chaleur et l’électricité.

Les métaux sont principalement situés à gauche du tableau périodique. · Les métaux sont généralement ductiles. · Les métaux tendent à former des ions positifs. · Les métaux conduisent généralement la chaleur et l’électricité.

Explication

Les métaux sont principalement situés à gauche, conduisent la chaleur et l’électricité, sont ductiles et forment plutôt des ions positifs. Les non-métaux sont plutôt isolants et forment plutôt des ions négatifs.

10. À propos des configurations électroniques externes des grandes familles chimiques, quelles propositions sont exactes ?

Les alcalins possèdent généralement une configuration externe ns¹.
Les chalcogènes possèdent une configuration externe ns²np⁴.
Les halogènes possèdent une configuration externe ns²np⁵.
Les alcalino-terreux possèdent une configuration externe ns².
Les gaz nobles possèdent une configuration externe ns²np⁵.

Les alcalins possèdent généralement une configuration externe ns¹. · Les chalcogènes possèdent une configuration externe ns²np⁴. · Les halogènes possèdent une configuration externe ns²np⁵. · Les alcalino-terreux possèdent une configuration externe ns².

Explication

Les alcalins ont une configuration externe ns¹, les alcalino-terreux ns², les chalcogènes ns²np⁴, les halogènes ns²np⁵ et les gaz nobles ns²np⁶. L’hydrogène constitue l’exception indiquée pour la famille des alcalins.

11. À 25 °C et à pression standard, concernant les éléments liquides, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Le mercure est le seul métal liquide dans ces conditions.
Le brome se trouve sous la forme moléculaire Br₂.
Le brome est le seul non-métal liquide dans ces conditions.
Le brome appartient aux métaux liquides dans ces conditions.
Le mercure est un non-métal liquide dans ces conditions.

Le mercure est le seul métal liquide dans ces conditions. · Le brome se trouve sous la forme moléculaire Br₂. · Le brome est le seul non-métal liquide dans ces conditions.

Explication

À 25 °C et à pression standard, le mercure est le seul métal liquide et le brome le seul non-métal liquide. Le brome se trouve sous forme moléculaire Br₂.

12. Concernant la définition de la couche de valence, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elle inclut les électrons d’une couche caractérisée par la plus petite valeur de n.
Elle correspond principalement aux électrons internes responsables de l’effet d’écran.
Elle concerne les électrons externes des éléments des blocs s et p.
Elle regroupe les électrons des sous-couches ns et np de plus grande valeur de n.
Elle est définie indépendamment de la sous-couche occupée par les électrons externes.

Elle concerne les électrons externes des éléments des blocs s et p. · Elle regroupe les électrons des sous-couches ns et np de plus grande valeur de n.

Explication

La couche de valence correspond aux électrons des sous-couches ns et np associées à la plus grande valeur de n pour les éléments des blocs s et p. Les électrons internes contribuent principalement à l’effet d’écran, et non à la couche de valence.

13. Un atome de carbone est considéré à l’état fondamental : quelles sont les propositions exactes concernant sa couche de valence ?

Il présente quatre électrons célibataires dans sa couche de valence.
Sa configuration électronique est 1s²2s²2p².
Il possède deux électrons célibataires dans sa couche de valence.
Il possède un doublet électronique dans sa couche de valence.
Sa configuration électronique fondamentale est 1s²2s¹2p³.

Sa configuration électronique est 1s²2s²2p². · Il possède deux électrons célibataires dans sa couche de valence. · Il possède un doublet électronique dans sa couche de valence.

Explication

À l’état fondamental, le carbone possède la configuration 1s²2s²2p², avec deux électrons célibataires et un doublet dans sa couche de valence. La présence de quatre électrons célibataires correspond à l’état excité, et non à l’état fondamental.

14. Parmi les propositions suivantes concernant l’électronégativité, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Elle décrit l’aptitude d’un atome à attirer le doublet de la liaison.
Les deux atomes d’une liaison attirent le doublet avec la même intensité dans tous les cas.
L’atome le plus électronégatif attire davantage le doublet de liaison.
L’atome qui attire le moins le doublet est nécessairement le plus électronégatif.
Elle concerne l’attraction du doublet partagé par un atome lié.

Elle décrit l’aptitude d’un atome à attirer le doublet de la liaison. · L’atome le plus électronégatif attire davantage le doublet de liaison. · Elle concerne l’attraction du doublet partagé par un atome lié.

Explication

L’électronégativité désigne l’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet de liaison partagé. Dans une liaison entre atomes différents, l’atome le plus électronégatif attire davantage ce doublet.

15. Concernant l’ordre qualitatif des premières électronégativités, quelles sont les réponses exactes ?

Le fluor est l’élément le plus électronégatif.
L’azote et le chlore ont des électronégativités approximativement égales.
L’ordre qualitatif est F > O > N ≈ Cl.
Le chlore est plus électronégatif que le fluor.
L’oxygène est plus électronégatif que l’azote.

Le fluor est l’élément le plus électronégatif. · L’azote et le chlore ont des électronégativités approximativement égales. · L’ordre qualitatif est F > O > N ≈ Cl. · L’oxygène est plus électronégatif que l’azote.

Explication

Le fluor est l’élément le plus électronégatif. L’ordre qualitatif donné est F > O > N ≈ Cl : l’oxygène est donc plus électronégatif que l’azote et le chlore, tandis que l’azote et le chlore ont des valeurs approximativement égales.

16. À propos des différents types de liaisons chimiques :

Une liaison métallique se caractérise par des électrons localisés entre deux atomes liés.
Une liaison covalente pure résulte du partage d’électrons entre atomes identiques.
Une liaison métallique implique des électrons délocalisés dans des bandes d’énergie.
Une liaison ionique repose sur l’attraction électrostatique entre charges.
Une liaison ionique repose sur le partage égal d’un doublet entre atomes identiques.

Une liaison covalente pure résulte du partage d’électrons entre atomes identiques. · Une liaison métallique implique des électrons délocalisés dans des bandes d’énergie. · Une liaison ionique repose sur l’attraction électrostatique entre charges.

Explication

Une liaison covalente pure repose sur le partage d’électrons entre atomes identiques, une liaison ionique sur l’attraction de charges, et une liaison métallique sur des électrons délocalisés dans des bandes d’énergie. Ces mécanismes permettent de distinguer les trois types de liaisons.

17. Une liaison H–Cl est étudiée comme exemple de liaison iono-covalente : quelles propositions sont exactes ?

Elle correspond à une liaison covalente pure entre atomes identiques.
Elle associe des atomes d’électronégativités différentes.
Elle constitue un exemple de liaison mixte.
Elle repose exclusivement sur l’attraction entre ions séparés.
Elle possède simultanément un caractère ionique et un caractère covalent.

Elle associe des atomes d’électronégativités différentes. · Elle constitue un exemple de liaison mixte. · Elle possède simultanément un caractère ionique et un caractère covalent.

Explication

Une liaison iono-covalente possède à la fois un caractère ionique et un caractère covalent. La liaison H–Cl en est un exemple, car elle associe des atomes d’électronégativités différentes et présente donc un partage polarisé accompagné d’un caractère ionique.

18. Concernant la liaison covalente normale, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

La liaison covalente normale correspond à une liaison de coordination.
Les deux électrons proviennent d’un même atome donneur de doublet.
Chaque atome fournit un électron pour constituer la paire partagée.
La formation de la liaison implique un partage d’électrons de valence entre les atomes.
Une paire d’électrons est mise en commun entre deux atomes.

Chaque atome fournit un électron pour constituer la paire partagée. · La formation de la liaison implique un partage d’électrons de valence entre les atomes. · Une paire d’électrons est mise en commun entre deux atomes.

Explication

Une liaison covalente normale résulte du partage d’une paire d’électrons, chaque atome apportant un électron. Dans une liaison de coordination, les deux électrons proviennent au contraire du même atome donneur.

19. Parmi les propositions suivantes concernant une liaison covalente de coordination, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La liaison de coordination se distingue par l’origine commune de ses deux électrons.
Les deux électrons de la liaison proviennent du même atome donneur.
Le doublet liant est fourni par l’atome accepteur.
L’atome qui reçoit le doublet joue le rôle d’accepteur.
Chaque atome apporte un électron au doublet de liaison.

La liaison de coordination se distingue par l’origine commune de ses deux électrons. · Les deux électrons de la liaison proviennent du même atome donneur. · L’atome qui reçoit le doublet joue le rôle d’accepteur.

Explication

Dans une liaison de coordination, l’atome donneur fournit les deux électrons du doublet liant et l’autre atome joue le rôle d’accepteur. La répartition d’un électron par atome correspond à une liaison covalente normale.

20. À propos des règles de l’octet et du duet, quelles sont les propositions exacte(s) ?

Les éléments de la deuxième période visent généralement un octet.
La règle du duet s’applique principalement aux éléments de la troisième période.
L’hydrogène vise généralement huit électrons de valence autour de lui.
L’hydrogène suit une règle du duet.
La règle de l’octet concerne une tendance à s’entourer de huit électrons de valence.

Les éléments de la deuxième période visent généralement un octet. · L’hydrogène suit une règle du duet. · La règle de l’octet concerne une tendance à s’entourer de huit électrons de valence.

Explication

La règle de l’octet décrit la tendance générale à atteindre huit électrons de valence. L’hydrogène constitue une exception importante puisqu’il vise deux électrons, selon la règle du duet.

21. Concernant le principe général de la théorie RPEV, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Les doublets liants se repoussent dans l’espace.
Les domaines électroniques tendent à s’éloigner au maximum.
Les doublets non liants participent aux répulsions électroniques.
La disposition moléculaire dépend de la recherche d’une minimisation des répulsions.
La théorie RPEV considère que les doublets non liants n’influencent pas la géométrie.

Les doublets liants se repoussent dans l’espace. · Les domaines électroniques tendent à s’éloigner au maximum. · Les doublets non liants participent aux répulsions électroniques. · La disposition moléculaire dépend de la recherche d’une minimisation des répulsions.

Explication

La théorie RPEV repose sur la répulsion entre domaines électroniques, qui cherchent à s’éloigner au maximum. Les doublets liants et non liants sont donc pris en compte dans la disposition spatiale.

22. Dans la méthode RPEV, quelles sont les propositions exacte(s) concernant le comptage des domaines électroniques ?

Une liaison double est comptée comme une seule liaison.
Une liaison triple est comptée comme une seule liaison.
Un doublet non liant occupe un volume électronique important.
Les doublets non liants occupent un volume électronique plus important que les doublets liants.
Une liaison triple est comptée comme trois domaines indépendants.

Une liaison double est comptée comme une seule liaison. · Une liaison triple est comptée comme une seule liaison. · Un doublet non liant occupe un volume électronique important. · Les doublets non liants occupent un volume électronique plus important que les doublets liants.

Explication

En RPEV, une liaison multiple compte comme un seul domaine de liaison. Les doublets non liants occupent toutefois un volume électronique plus important que les domaines liants.

23. Au sujet des répulsions entre domaines électroniques en RPEV, la(les) proposition(s) exacte(s) est(sont) :

La répulsion entre deux doublets non liants est la plus forte des trois catégories.
Une fermeture de l’angle entre deux domaines renforce leur répulsion.
La répulsion entre deux liaisons est supérieure à celle entre deux doublets non liants.
La répulsion entre un doublet non liant et une liaison est supérieure à celle entre deux liaisons.
Les répulsions à 120° et à 180° sont considérées comme négligeables dans l’exemple présenté.

La répulsion entre deux doublets non liants est la plus forte des trois catégories. · Une fermeture de l’angle entre deux domaines renforce leur répulsion. · La répulsion entre un doublet non liant et une liaison est supérieure à celle entre deux liaisons. · Les répulsions à 120° et à 180° sont considérées comme négligeables dans l’exemple présenté.

Explication

L’ordre des répulsions est DnL–DnL > DnL–L > L–L. Une répulsion augmente lorsque l’angle entre les domaines diminue, tandis que des angles de 120° et 180° sont considérés comme négligeables dans l’exemple présenté.

24. Les caractéristiques de la molécule H₂O comprennent :

Une géométrie moléculaire coudée.
Une géométrie électronique tétraédrique.
Une classification RPEV de type AX₂E₂.
Une géométrie moléculaire tétraédrique identique à sa géométrie électronique.
Un angle H–O–H de 120°.

Une géométrie moléculaire coudée. · Une géométrie électronique tétraédrique. · Une classification RPEV de type AX₂E₂.

Explication

H₂O possède deux liaisons et deux doublets non liants autour de l’oxygène, soit une formule AX₂E₂. Sa géométrie électronique est tétraédrique, mais sa géométrie moléculaire est coudée, avec un angle de 104°45.

25. Concernant les recouvrements orbitalaires et les liaisons moléculaires, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Un recouvrement axial d’orbitales produit une liaison σ.
La liaison σ résulte d’un recouvrement latéral situé de part et d’autre de l’axe internucléaire.
Un recouvrement latéral de deux orbitales p produit une liaison π.
Un recouvrement axial de deux orbitales p produit directement une liaison π.
La liaison π se forme après la liaison σ dans une liaison multiple.

Un recouvrement axial d’orbitales produit une liaison σ. · Un recouvrement latéral de deux orbitales p produit une liaison π. · La liaison π se forme après la liaison σ dans une liaison multiple.

Explication

Un recouvrement axial conduit à une liaison σ. Après formation de cette liaison, le recouvrement latéral de deux orbitales p peut produire une liaison π.

26. Parmi les propositions suivantes concernant l’ordre de liaison, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La variable n désigne le nombre d’électrons liants.
Une augmentation du nombre d’électrons liants tend à augmenter l’ordre de liaison.
L’ordre de liaison est donné par N = (n − n*)/2.
Les électrons antiliants augmentent l’ordre de liaison.
La variable n* désigne le nombre d’électrons antiliants.

La variable n désigne le nombre d’électrons liants. · Une augmentation du nombre d’électrons liants tend à augmenter l’ordre de liaison. · L’ordre de liaison est donné par N = (n − n*)/2. · La variable n* désigne le nombre d’électrons antiliants.

Explication

L’ordre de liaison se calcule par N = (n − n*)/2. Les électrons liants augmentent donc l’ordre de liaison, tandis que les électrons antiliants le diminuent.

27. À propos des orbitales moléculaires liantes et antiliantes, quelles sont les propositions exacte(s) ?

Les orbitales moléculaires antiliantes ont une énergie plus élevée que les orbitales liantes correspondantes.
Les orbitales antiliantes π* possèdent une énergie plus basse que les orbitales liantes correspondantes.
Les orbitales liantes π stabilisent la liaison.
Les orbitales liantes σ stabilisent la liaison.
Les orbitales antiliantes σ* déstabilisent la liaison.

Les orbitales moléculaires antiliantes ont une énergie plus élevée que les orbitales liantes correspondantes. · Les orbitales liantes π stabilisent la liaison. · Les orbitales liantes σ stabilisent la liaison. · Les orbitales antiliantes σ* déstabilisent la liaison.

Explication

Les orbitales moléculaires liantes σ et π sont plus basses en énergie et stabilisent la liaison. Les orbitales σ* et π* sont plus hautes en énergie et la déstabilisent.

28. Concernant l’hybridation du méthane CH₄, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Trois orbitales p participent à cette hybridation.
Une orbitale s participe à l’hybridation de chaque carbone.
Quatre orbitales hybrides sp³ équivalentes sont formées.
Les orbitales hybrides adoptent une géométrie tétraédrique.
L’angle entre les orbitales hybrides est de 120°.

Trois orbitales p participent à cette hybridation. · Une orbitale s participe à l’hybridation de chaque carbone. · Quatre orbitales hybrides sp³ équivalentes sont formées. · Les orbitales hybrides adoptent une géométrie tétraédrique.

Explication

Dans CH₄, une orbitale s et trois orbitales p s’hybrident pour donner quatre orbitales sp³ équivalentes. Elles sont orientées selon une géométrie tétraédrique, avec des angles de 109°28.

29. Concernant la formation d’un complexe de coordination, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Les ligands fournissent des doublets électroniques au métal central.
Le métal de transition central accepte des doublets électroniques.
Le métal central fournit le doublet engagé dans chaque liaison de coordination.
Un complexe se forme entre un métal central et des ligands donneurs de doublets.
Les liaisons entre le métal central et les ligands sont des liaisons covalentes de coordination.

Les ligands fournissent des doublets électroniques au métal central. · Le métal de transition central accepte des doublets électroniques. · Un complexe se forme entre un métal central et des ligands donneurs de doublets. · Les liaisons entre le métal central et les ligands sont des liaisons covalentes de coordination.

Explication

Un complexe associe un métal central accepteur de doublets à des ligands donneurs par des liaisons covalentes de coordination. Le ligand fournit donc le doublet, contrairement au métal central qui l’accepte.

30. Parmi les propositions suivantes concernant la nature des ligands, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

NH₃ peut agir comme un ligand neutre.
CN⁻ peut agir comme un ligand anionique.
Cl⁻ est un ligand neutre dans un complexe de coordination.
H₂O peut agir comme un ligand neutre.
CO peut agir comme un ligand neutre.

NH₃ peut agir comme un ligand neutre. · CN⁻ peut agir comme un ligand anionique. · H₂O peut agir comme un ligand neutre. · CO peut agir comme un ligand neutre.

Explication

Les ligands peuvent être neutres, comme H₂O, NH₃ et CO, ou anioniques, comme F⁻, Cl⁻ et CN⁻. H₂O et NH₃ ne sont donc pas des ligands anioniques, tandis que CN⁻ l’est.

31. À propos de la théorie du champ cristallin, quelles sont les réponses exactes au sujet de la levée de dégénérescence des orbitales d ?

La séparation énergétique associée à cette description est notée Δ₀.
La théorie du champ cristallin décrit la formation des orbitales moléculaires σ des ligands sans considérer les orbitales d métalliques.
L’approche des ligands modifie l’énergie relative des orbitales d du métal.
La levée de dégénérescence correspond à une séparation énergétique entre niveaux orbitalaires.
La théorie du champ cristallin concerne les orbitales d d’un métal de transition.

La séparation énergétique associée à cette description est notée Δ₀. · L’approche des ligands modifie l’énergie relative des orbitales d du métal. · La levée de dégénérescence correspond à une séparation énergétique entre niveaux orbitalaires. · La théorie du champ cristallin concerne les orbitales d d’un métal de transition.

Explication

La théorie du champ cristallin explique la levée de dégénérescence des orbitales d lors de l’approche des ligands. Cette interaction crée une séparation énergétique notée Δ₀ dans le cas considéré.

32. Un complexe [Fe(CN)₆]³⁻ est étudié selon la théorie du champ cristallin. Parmi les propositions suivantes, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Le fer possède ici un état d’oxydation égal à +III.
Pour un ligand de champ fort, la relation énergétique est Δ₀ < Eapp.
Les six ligands CN⁻ imposent une géométrie octaédrique.
Le ligand CN⁻ est classé parmi les ligands de champ fort.
Dans [Fe(CN)₆]³⁻, chaque ligand CN⁻ porte une charge −2.

Le fer possède ici un état d’oxydation égal à +III. · Les six ligands CN⁻ imposent une géométrie octaédrique. · Le ligand CN⁻ est classé parmi les ligands de champ fort.

Explication

Pour un ligand de champ fort, Δ₀ est supérieure à l’énergie d’appariement, ce qui favorise l’appariement dans le niveau dε avant le remplissage de dγ. La relation inverse Δ₀ < Eapp caractérise un ligand de champ faible. Dans [Fe(CN)₆]³⁻, le fer est Fe³⁺, les six CN⁻ donnent une géométrie octaédrique et CN⁻ est un ligand de champ fort.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 71 flashcards sur Atomes et molécules en chimie.

Qu'est-ce qu'un atome ?

La plus petite partie d’un élément électriquement neutre.

Que définit le nombre quantique principal n ?

La couche électronique et le niveau d’énergie de l’électron.

Quelles valeurs peut prendre le nombre quantique principal n ?

Les entiers positifs 1, 2, 3.

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