QCM : Atomes, liaisons, acides et bases — 24 questions

Explication

Une orbitale moléculaire résulte de la combinaison de deux orbitales atomiques présentant un recouvrement maximal. Elle ne correspond donc pas à une orbitale atomique isolée. La liaison σ repose sur un recouvrement axial, tandis que la liaison π repose sur un recouvrement latéral.

Explication

Le recouvrement axial caractérise la liaison σ, alors que le recouvrement latéral caractérise la liaison π. Une orbitale moléculaire est formée par combinaison d’orbitales atomiques, et non par une orbitale atomique isolée.

Explication

L’hybridation sp² associe une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides coplanaires séparées de 120°. Une orbitale p reste pure et perpendiculaire au plan. L’hybridation sp, en revanche, associe une orbitale s et une orbitale p avec une géométrie linéaire à 180°.

Explication

L’hybridation sp combine une orbitale s et une orbitale p, produisant deux orbitales hybrides de même énergie orientées à 180°. Deux orbitales p restent pures et perpendiculaires à leur axe. La disposition à 120° et la conservation d’une seule orbitale p pure correspondent à l’hybridation sp².

Explication

Pour le carbone, le nombre de liaisons σ est relié à la somme des exposants de l’hybridation $s^p$, avec $x=1$ et $y$ égal à 1, 2 ou 3. Selon VSEPR, dans $AX_nE_m$, la somme $m+n$ donne le nombre d’orbitales hybrides autour de l’atome central.

Explication

Dans $AX_nE_m$, la somme $m+n$ correspond au nombre d’orbitales hybrides autour de l’atome central. Ainsi, $AX_3E_1$ donne $m+n=4$ et une hybridation $sp^3$. Dans le formaldéhyde, les trois liaisons σ conduisent à une hybridation $sp^2$ ; la liaison π ne s’ajoute pas au nombre de liaisons σ.

Explication

Les forces de Van der Waals sont des interactions attractives d’origine électrostatique entre dipôles. Elles peuvent concerner des molécules ou des ions, et non des particules dépourvues de dipôle.

Explication

Les forces de Keesom concernent deux molécules polaires et reposent sur des dipôles permanents. Les forces de Debye associent une molécule polaire et une molécule apolaire, tandis que les forces de London concernent deux molécules apolaires et des dipôles instantanés.

Explication

L’intensité des forces de Van der Waals augmente avec la masse molaire et varie inversement avec la sixième puissance de la distance. Une distance plus grande diminue donc l’intensité de l’interaction, tandis que les températures de fusion et d’ébullition augmentent avec ces forces.

Explication

Une liaison hydrogène est une interaction non covalente de type dipôle-dipôle. Elle implique un hydrogène lié à N, O, S ou F et un second atome électronégatif appartenant à N, O, F ou S.

Explication

Chaque molécule d’eau peut participer à quatre liaisons hydrogène, ce qui contribue à sa température d’ébullition élevée de 100 °C. Dans la série considérée, les températures d’ébullition de H₂S, H₂Se et H₂Te sont respectivement de −61 °C, −41 °C et −4 °C.

Explication

Les ponts disulfures sont des liaisons covalentes formées par oxydation de deux fonctions SH appartenant à des cystéines. Les interactions hydrophobes et les liaisons hydrogène sont, quant à elles, des interactions faibles.

Explication

Les interactions faibles contribuent au maintien de la structure tridimensionnelle des polypeptides, des protéines et des acides nucléiques. Leur rupture réversible permet toutefois une certaine flexibilité des biomolécules.

Explication

La quantité de matière se calcule par le rapport de la masse à la masse molaire et s’exprime en mol. Pour une solution, la quantité de matière vaut le produit de la concentration molaire par le volume, tandis que la dilution conserve cette quantité et augmente le volume.

Explication

La solvatation correspond à la prise en charge des ions par le solvant après dissociation du cristal. Lorsque le solvant est l’eau, cette solvatation est appelée hydratation ; dans l’eau, HCl forme de l’oxonium et des ions chlorure.

Explication

Dans l’eau, HCl transfère un proton à une molécule d’eau, ce qui produit $\mathrm{H_3O^+}$ et $\mathrm{Cl^-}$. L’écriture simplifiée en ions hydrogène ne décrit pas la dissolution réelle dans l’eau.

Explication

Dans l’eau, l’ammoniac réagit partiellement avec l’eau selon une réaction réversible. Cette réaction forme les ions ammonium et hydroxyde, et non des ions oxonium et chlorure.

Explication

L’auto-ionisation de l’eau produit des ions oxonium et hydroxyde selon une réaction réversible. À 25 °C, leur produit de concentrations vaut $10^{-14}$.

Explication

Le pH est le logarithme décimal opposé de la concentration en ions oxonium, tandis que le pOH utilise la concentration en ions hydroxyde. Les expressions proposées qui échangent ces deux espèces sont donc incorrectes.

Explication

Une solution acide possède une concentration en oxonium supérieure à $10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et un pH inférieur à 7. Une solution basique présente les valeurs opposées, tandis que la neutralité correspond à $10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et un pH de 7.

Explication

Selon Brønsted et Lowry, l’acide cède un proton et la base le capte. Arrhenius décrit respectivement la libération de H₃O⁺ et de HO⁻ en solution aqueuse, tandis que Lewis définit l’acide comme accepteur et la base comme donneur d’un doublet électronique.

Explication

La définition de Lewis repose sur les doublets électroniques : l’acide les reçoit et la base les donne. La cession ou la capture d’un proton relève de Brønsted-Lowry et non de la définition de Lewis.

Explication

Une réaction de Brønsted correspond au transfert d’un proton entre un acide et une base appartenant à deux couples différents. La formulation avec deux couples identiques ou avec un transfert d’électrons ne décrit pas cette réaction.

Explication

Un acide fort a un pKa inférieur à 0 et se dissocie totalement, alors qu’un acide faible a un pKa compris entre 0 et 14 et se dissocie partiellement. Les valeurs inversées ou une dissociation partielle pour l’acide fort contredisent ces critères.